【备考2024年】从巩固到提高 高考化学二轮微专题50 物质结构与性质
一、非选择题
1．（2024·浙江）氮和氧是构建化合物的常见元素。
已知：
请回答：
（1）某化合物的晶胞如图，其化学式是 ，晶体类型是 。
（2）下列说法正确的是 。
A．电负性：B＞N＞O
B．离子半径：P3﹣＜S2﹣＜Cl﹣
C．第一电离能：Ge＜Se＜As
D．基态Cr的简化电子排布式：[Ar]3d4
（3）①H2N﹣NH2+H+→H2N﹣，其中﹣NH2的N原子杂化方式为 ；比较键角∠HNH：H2N﹣NH2中的﹣NH2 H2N﹣中的﹣（填“＞”、“＜”或“＝”），请说明理由 。
②将HNO3与SO3按物质的量之比1：2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是。比较氧化性强弱： HNO3（填“＞”、“＜”或“＝”）；写出A中阴离子的结构式 。
【答案】（1）；分子晶体
（2）C
（3）sp3；<；-NH2中的N原子含有孤电子对，孤电子对对成键电子排斥力大，键角变小；>；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；键能、键长、键角及其应用；晶胞的计算；晶体的类型与物质的性质的相互关系及应用
【解析】【解答】（1）由图可知，该晶胞中， 每个Cr连接4个H2O，2个Cl ，其化学式为；构成晶胞的粒子为分子，则该晶体属于分子晶体，故答案为：；分子晶体；
（2）A、元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：O>N>B，则电负性：O>N>B，故A错误；
B、电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径： P3﹣>S2﹣>Cl﹣，故B错误；
C、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则第一电离能：Ge＜Se＜As，故C正确；
D、Cr是24号元素，位于第四周期第ⅥB族，基态Cr的简化电子排布式：[Ar]3d54s1，故D错误；
故答案为：C；
（3）①中，N原子的价层电子对数为，则N原子采用sp3杂化； H2N-NH2中的-NH2与 H2N﹣中的N原子都为sp3杂化，H2N-NH2中-NH2中的N原子含有1个孤电子对，H2N﹣中的N原子没有孤电子对，孤电子对对成键电子对存在排斥力，键角变小，故键角∠HNH ： H2N﹣NH2中的﹣NH2 < H2N﹣中的﹣ ，故答案为：sp3； ＜；-NH2中的N原子含有孤电子对，孤电子对对成键电子排斥力大，键角变小；
②将与按物质的量之比1：2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是，则发生的反应为，A为NO2HS2O7，为硝酸失去一个OH-得到的，得电子能力更强，氧化性更强，故氧化性强弱： ＞；A中的阴离子为，其结构式为：，故答案为：>；。
【分析】（1） 每个Cr连接4个H2O，2个Cl ；
（2）A、元素的非金属性越强，电负性越大；
B、电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小；
C、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
D、Cr为24号元素；
（3）①孤电子对间排斥力＞孤电子对和成键电子对之间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力，孤电子对越多键角越小；
②氧化剂的氧化性大于氧化产物。
2．（2023·海南）我国科学家发现一种钡配合物Ⅰ可以充当固氮反应的催化剂，反应过程中经历的中间体包括Ⅱ和Ⅲ。
(代表单键、双键或叁键)
回答问题：
（1）配合物Ⅰ中钒的配位原子有4种，它们是 。
（2）配合物Ⅰ中，R′代表芳基，空间结构呈角形，原因是 。
（3）配合物Ⅱ中，第一电离能最大的配位原子是 。
（4）配合物Ⅱ和Ⅲ中，钒的化合价分别为和，配合物Ⅱ、Ⅲ和三者中，两个氮原子间键长最长的是 。
（5）近年来，研究人员发现含钒的锑化物在超导方面表现出潜在的应用前景。晶胞如图1所示，晶体中包含由V和Sb组成的二维平面(见图2)。
①晶胞中有4个面的面心由钒原子占据，这些钒原子各自周围紧邻的锑原子数为 。锑和磷同族，锑原子基态的价层电子排布式为 。
②晶体中少部分钒原子被其它元素(包括Ti、Nb、Cr、Sn)原子取代，可得到改性材料。下列有关替代原子说法正确的是 。
a．有或价态形式 b．均属于第四周期元素
c．均属于过渡元素 d．替代原子与原离子的离子半径相近
【答案】（1）C、O、P、Cl
（2）根据VSEPR模型，氧原子的价层电子对数为4，其中孤电子对数为2，成键电子对之间呈角形
（3）N
（4）配合物Ⅱ
（5）6；；ad
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；配合物的成键情况；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）根据题干配合物Ⅰ的结构图，根据每个原子含有单电子数目。可以形成共价键数目，多出的化学键即为配位键，中心原子钒的配位原子有C、O、P、Cl；
（2）根据VSEPR模型，中心原子氧原子的价层电子对数为4，其中孤电子对数为2，空间结构呈角形；
（3）配合物Ⅱ中，第一电离能最大的配位原子是N；
（4）一般来说，三键键长大于双键键长大于单键键长，钒的化合价分别为+4和+3，配合物Ⅱ中氮原子间是氮氮单键，配合物Ⅲ中未氮氮双键， 氮气中为氮氮三键，故配合物Ⅱ中两个氮原子间键长最长；
（5）①晶胞中有4个面的面心由钒原子占据，这些钒原子填充在锑原子构成的八面体空隙中，周围紧邻的锑原子数为6；锑和磷同族，锑原子位于第五周期VA，其基态的价层电子排布式；
②a．中V带的总的正电荷为+9，当替代原子为Sn时，化合价可能为+4或+5价态形式，故a正确；
b．Ti、Cr、Sn属于第四周期元素，Nb属于第五周期，故b错误；
c．Sn是VA族元素，不属于过渡元素，故c错误；
d．钒原子填充在锑原子形成的八面体空隙中，替代原子与原离子的离子半径相近，才能填充进去，故d正确；
答案为：ad。
【分析】（1）根据题目中物质结构，要形成配位键，必须要有孤对电子，所以形成配位键原子有碳、氮、磷、氯。
（2）根据VSEPR模型，计算出价层电子对即可，以及孤对电子即可判断；
（3）氮原子的电子排布处于半满结构，比较稳定电离能比相邻原子要大；
（4）配合物Ⅱ中氮原子间是氮氮单键，配合物Ⅲ中未氮氮双键， 氮气中为氮氮三键，故配合物Ⅱ中两个氮原子间键长最长。
3．（2023·北京）硫代硫酸盐是一类具有应用前景的浸金试剂。硫代硫酸根可看作是中的一个原子被原子取代的产物。
（1）基态原子价层电子排布式是 。
（2）比较原子和原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由： 。
（3）的空间结构是 。
（4）同位素示踪实验可证实中两个原子的化学环境不同，实验过程为。过程中，断裂的只有硫硫键，若过程所用试剂是和，过程含硫产物是 。
（5）的晶胞形状为长方体，边长分别为、，结构如图所示。
晶胞中的个数为 。已知的摩尔质量是，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。
（6）浸金时，作为配体可提供孤电子对与形成。分别判断中的中心原子和端基原子能否做配位原子并说明理由： 。
【答案】（1）
（2），氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
（3）四面体形
（4）和
（5）；
（6）中的中心原子的价层电子对数为，无孤电子对，不能做配位原子；端基原子含有孤电子对，能做配位原子
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；判断简单分子或离子的构型；配合物的成键情况；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）S为16号元素，基态原子电子排布式为1s2s22p63s23p4，则价层电子排布式为3s23p4，故答案为：3s23p4；
（2）原子半径越大，原子核对电子的吸引力越弱，第一电离能越强，原子半径越小，原子核对电子的吸引力越强，第一电离能越弱，故答案为： ，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子；
（3）S2O32-中，中心S孤对电子为0，周围连接4个原子，为sp3杂化，形成四面体；
（4）结合实验过程，可知过程i为Na232SO3和35S反应，35S取代了SO42-中的O，而过程ii生成的Ag2S，S2-来自于35S，则过程ii产物为Ag235S和Na232SO4，故答案为： 和 ；
（5） 占据晶胞的顶点和棱心、面心和体心，其个数为；S2O32-占据晶胞的体心，个数为4，即晶胞中有4个 和4个S2O32-， 摩尔质量为Mg·mol-1，晶胞体积，则晶胞密度，故答案为：4； ；
（6）中心S没有孤对电子，不能作为配位原子，端基S含有孤对电子，可以作为配位原子，故答案为： 中的中心原子的价层电子对数为，无孤电子对，不能做配位原子；端基原子含有孤电子对，能做配位原子。
【分析】（1）基态原子核外电子排布式可以结合元素原子序数判断；
（2）电子层数越多，半径越大，同主族元素，从上到下第一电离能减小；
（3）杂化轨道数=周围原子数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
杂化轨道数=2，为直线；
杂化轨道数=3，周围原子数=3，为三角形；
杂化轨道数=3，周围原子数=2，为V形；
杂化轨道数=4，周围原子数=4，为四面体；
杂化轨道数=4，周围原子数=3，为三角锥；
杂化轨道数=4，周围原子数=2，为V形；
（4）根据产物中原子的来源，判断相应硫原子的质量数；
（5）均摊法计算时，顶点占据，棱心占据，面心占据，体心占据1；密度；
（6）中心原子孤电子对数=。
4．（2023·全国乙卷）中国第一辆火星车“祝融号”成功登陆火星。探测发现火星上存在大量橄榄石矿物()。回答下列问题：
（1）基态原子的价电子排布式为 。橄榄石中，各元素电负性大小顺序为 ，铁的化合价为 。
（2）已知一些物质的熔点数据如下表：
物质 熔点/℃
800.7
与均为第三周期元素，熔点明显高于，原因是 。分析同族元素的氯化物、、熔点变化趋势及其原因 。的空间结构为 ，其中的轨道杂化形式为 。
（3）一种硼镁化合物具有超导性能，晶体结构属于立方晶系，其晶体结构、晶胞沿c轴的投影图如下所示，晶胞中含有 个。该物质化学式为 ，B-B最近距离为 。
【答案】（1）；O＞Si＞Fe＞Mg；+2
（2）钠的电负性小于硅，氯化钠为离子晶体，而 为分子晶体；随着同族元素的电子层数的增多，其熔点依次升高，其原因是： 、 、 均形成分子晶体，分子晶体的熔点由分子间作用力决定，分子间作用力越大则其熔点越高；随着其相对分子质量增大，其分子间作用力依次增大；正四面体；
（3）3；；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）根据铁原子电子排布式可知，其价电子排布为3d64s2，元素电负性为：O>Si>Fe>Mg，根据化合物化合价代数和为0，可得铁的化合价为+2价；
（2），氯化钠为离子晶体，而四氯化硅为分子晶体，所以其沸点要高；三者都为分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高；SiCl4共价键为4，没有孤电子，采用sp3杂化，为四面体结构；
（3）由图可知，Mg位于正六棱柱的顶点和面心，由均摊法可以求出正六棱柱中含有个数为：，B在正六棱柱体内共6个，所以化学式为MgB2；由晶胞沿c轴的投影图可知，B原子在图中两个正三角形的重心，该点到顶点的距离是该点到对边中点距离的2倍，顶点到对边的垂线长度为，因此B-B最近距离为
【分析】思路分析：（2）一般来说，熔沸点大小关系为：共价晶体>离子晶体>分子晶体，可以通过沸点判断分子晶体类型，一般来说，分子晶体熔沸点都很低
（3）观察晶胞中原子的位置，利用均摊法计算原子个数，进而得到物质化学式。
5．（2023·陕西模拟）铁在史前就为人们所用。在人类文明发展过程中，铁所起的作用是其他任何元素都不能比拟的。请回答下列问题：
（1）基态铁原子中，价电子电子云的伸展方向有 种。
（2）五羰基合铁[Fe(CO)5]分解制铁晶体，反应过程中断裂和形成的化学键有 ( 填序号)；
A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．配位键 E．金属键 F．范德华力
Fe(CO)5中各元素电负性的大小顺序是 。
（3）绿矾(FeSO4·7H2O)结构如图。
①H2O分别与Fe2+、 的相互作用分别为 、 。
②比较中的键角∠O S O H2O中的键角∠H O H。 (填“<” “>”或“=”)
（4）铁的化合物种类众多，其中FeF3的熔点高于1000℃，而FeBr3的熔点只有200℃，原因是 。
（5）铁的一种配位化合物(普鲁士蓝)中铁氰骨架结构如图(a)所所示，骨架为正六面体，K+位于骨架的正六面体的空穴中，以平衡铁氰骨架的负电荷，则该钾盐的化学式为 。
（6）一种锂电池的正极材料磷酸铁锂(LiFePO4) 的晶胞结构如上图(b)所示。其中Li+分别位于顶角、棱心、面心，O围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。磷酸铁锂晶体的晶胞参数分别为anm、bnm，则磷酸铁锂晶体的摩尔体积Vm= cm3·mol 1 (已知阿伏加德罗常数为NA，晶体的摩尔体积是指单位物质的量晶体所占的体积)。
【答案】（1）6
（2）DE；O＞C＞Fe
（3）配位键；分子间氢键；＞
（4）FeF3是离子晶体，FeBr3是分子晶体，离子晶体的熔点大于分子晶体，故FeF3的熔点高于1000℃，而FeBr3的熔点只有200℃
（5）KFe[Fe(CN)6] 或KFe2(CN)6
（6）
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；化学键；配合物的成键情况；离子晶体；晶胞的计算
【解析】【解答】 (1)基态铁原子中，价电子排布式为3d64s2，价电子电子云的伸展方向有6种；
(2)五羰基合铁[Fe(CO)5]分解制铁晶体，反应过程中断裂了配位键，形成了金属键，CO中共价键未发生断裂；同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，Fe(CO)5中各元素电负性的大小顺序是O＞C＞Fe；
(3)①H2O与Fe2+的相互作用力为配位键，H2O与 的相互作用力为分子间氢键；
② 立体构型为正四面体形，H2O立体构型为“V”形， 中的键角∠O S O＞H2O中的键角∠H O H；
(4)FeF3的熔点高于1000℃，FeBr3的熔点只有200℃，原因是FeF3是离子晶体，FeBr3是分子晶体，离子晶体的熔点大于分子晶体，FeF3的熔点高于1000℃，FeBr3的熔点只有200℃；
(5)该晶胞中Fe3+有48=1/2，Fe2+有48=1/2，CN－有124=3，Fe与CN－个数比为2：6，该钾盐的化学式为KFe2(CN)6；
(6)晶胞中Li+个数为88+44+42=4，该晶胞中有4个LiFePO4，磷酸铁锂晶体的晶胞参数分别为anm、bnm，磷酸铁锂晶体的摩尔体积Vm=ax10-7xax10-7xbx10-7xNA4= ；
【分析】(1)基态铁原子中，价电子排布式为3d64s2；
(2)同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小；
(3)①H2O与Fe2+的相互作用力为配位键，H2O与 的相互作用力为分子间氢键；
② 立体构型为正四面体形，H2O立体构型为“V”形， 中的键角∠O S O＞H2O中的键角∠H O H；
(4)FeF3是离子晶体，FeBr3是分子晶体，离子晶体的熔点大于分子晶体；
(5)晶胞化学式的计算；
(6)晶体的摩尔体积Vm的计算 。
6．（2023·绍兴模拟）物质结构理论是材料科学、医学科学和生命科学的重要基础。请回答：
（1）常常作为有机反应的催化剂，画出基态原子的价层电子轨道表示式 ；要制备高纯可先制得，其中C原子的杂化方式为 。
（2）乙二酸具有优良的还原性，易被氧化成。测得乙二酸中的的键长比普通的键长要长，说明理由 。
（3）下列说法正确的是____。
A．现代化学，常利用原子光谱上特征谱线鉴定元素
B．电负性大于1.8一定是非金属
C．配合物的稳定性不仅与配体有关，还与中心原子的所带电荷等因素有关。
D．晶体的密度为，图示晶胞与的距离
（4）锌黄锡矿外观漂亮，晶胞结构如图所示，请写出锌黄锡矿的化学式 ；并在晶胞中找出平移能完全重合的两个 。(请选择合适的编号填写一种组合)
【答案】（1）；sp
（2）乙二酸中2个碳原子与2个电负性很高的氧原子成键，导致碳原子上电荷密度下降
（3）A；C
（4）Cu2SnZnSe4；1、6或2、5或3、8或4、7
【知识点】原子核外电子排布；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）基态Ni原子的核外电子排布式为[Ar]3d84s2，因此其价层电子轨道表示式为：。Ni(CO)4中碳原子和氧原子形成碳氧三键，因此碳原子采用sp杂化。
（2）乙二酸的结构简式为HOOC-COOH，碳原子与电负性强的氧原子形成共价键，使得碳原子上电荷密度下降，因此乙二酸中碳碳键的键长比普通碳碳键的键长长。
（3）A、现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线鉴定元素，A符合题意；
B、Pb、Bi为金属元素，但其电负性为1.9，因此电负性大于1.8的不一定是非金属元素，B不符合题意；
C、配合物的稳定性与配体、中心原子所带电荷数有关，C符合题意；
D、根据均摊法可得，一个晶胞中所含Na+数为，Cl-数为，由晶胞的密度公式可得，该晶胞的边长，晶胞中Na+与Cl-的距离为边长的一半，因此该距离，D不符合题意；
故答案为：AC
（4）根据军摊贩可知，该晶胞中所含Cu原子个数为，所含Sn原子个数为，所含Zn原子个数为，所含Se原子个数为8。因此锌黄锡矿的化学式为Cu2SnZnSe4。
该晶胞中以体心Zn为顶点构建晶胞时，则6号Se位置与1号Se位置重合；结合该晶胞中8个Se位置可知，晶胞中平移能完全重合的两个Se为1 、6或2、5或3、8或4、7 。
【分析】（1）基态Ni的价层电子排布式为3d84s2，据此画出其轨道表示式。碳原子与氧原子形成C≡O，采用sp杂化。
（2）结合氧原子的电负性分析。
（3）A、现代化学常利用原子光谱上特征谱线确定元素；
B、Pb、Bi为金属元素，其电负性为1.9；
C、结合配合物稳定性的影响因素分析；
D、结合晶胞的密度公式进行计算；
（4）根据均摊法确定锌黄锡矿的化学式。结合晶胞结构分析。
7．（2023·白沙模拟）乙炔是有机合成工业的一种原料。工业上曾用CaC2与水反应生成乙炔。
（1）CaC2中与互为等电子体，的电子式可表示为 ； 1mol 中含有的π键数目为 。
（2）将乙炔通入[Cu(NH3)2]Cl溶液生成Cu2C2红棕色沉淀。Cu+基态核外电子排布式为 。
（3）乙炔与氢氰酸反应可得丙烯腈(H2C=CH-C≡N)。丙烯腈分子中碳原子轨道杂化类型是 ；分子中处于同一直线上的原子数目最多为 。
（4）CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如图所示)，则该晶胞中的碳原子个数为 。 CaC2晶体中含有的中哑铃形的存在，使晶胞沿一个方向拉长。CaC2 晶体中1个Ca2+周围距离最近的数目为 。
【答案】（1）；
（2）
（3）sp杂化、sp2杂化；3
（4）8；4
【知识点】原子结构的构造原理；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）由电子式为可推知电子式为，氧氧三键中含两个π键，1 mol 中含有π键数目为；
故答案为：；；
（2）Cu元素原子序数29，核外29个电子，Cu＋由Cu原子失去1个电子而得到，故基态核外电子排布式为；
故答案为：；
（3）丙烯腈分子中碳碳双键为sp2杂化，—C≡N键为sp杂化，其分子中有一个三键，三键为直线形，与之直接相连的原子共线，故共键的原子为C-C≡N即3个原子共线；
故答案为：sp杂化、sp2杂化；3；
（4）由晶胞图知位于面心和顶点，根据均摊法，中含有2个C原子，晶胞中的碳原子个数为的两倍，为2×(8×+6×)=8；由晶体结构可知CaC2晶体中1个Ca2＋周围距离最近的数目不是6个而是4个，因为哑铃形只向一个方向拉长，此方向上的两个与Ca2＋距离不是最近，所以最近且等距的有4个；
故答案为：8 ；4。
【分析】（1）等电子体的结构相似；依据单键是σ键，双键一个σ键和一个π键，三键是一个σ键和两个π键；
（2）依据构造原理分析；
（3）依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；三键为直线形；
（4）根据晶胞结构及晶胞的均摊法计算。
8．（2023·山东模拟）石墨晶体由层状石墨“分子”按ABAB方式堆积而成，如图a所示，图中用虚线标出了石墨的一个六方晶胞。若按ABCABC方式堆积而成，则如图b所示，图中用虚线标出了石墨的一个三方晶胞。回答下列问题：
（1）石墨中碳原子的杂化方式为 ，基态碳原子中电子的空间运动状态有 种，D、E原子的分数坐标分别为 、 (以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子的分数坐标)。
（2）六方石墨晶体的密度为 (写出计算表达式，要求化简)。
（3）1个三方石墨晶胞中碳原子的个数为 。
（4）石墨可用作锂离子电池的负极材料，充电时可由形成计按如图所示均匀分布的锂碳化合物，该物质中存在的化学键有 ，充电时该电极的电极反应式为 。
（5）锂离子电池的正极材料为层状结构的。锂离子完全脱嵌时的层状结构会变得不稳定，用铝取代部分镍形成。可防止锂离子完全脱嵌而起到稳定结构的作用，其原因是 。
【答案】（1）sp2；4；；
（2）
（3）6
（4）离子键、共价键；
（5）脱嵌过程中Al不会变价，Li+不能完全脱嵌
【知识点】晶胞的计算；极性键和非极性键；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）石墨中，每个碳原子形成3个σ键，无孤电子对，碳原子的杂化方式为sp2，基态碳原子核外电子排布式为1s22s22p2，电子占用4个原子轨道，电子的空间运动状态有4种，D在三方晶系底面上，原子的分数坐标为 ，E在六方晶系的内部，根据图示E原子的分数坐标为 。
（2）根据均摊原则，1个晶胞中含有4个C原子，C-C键长为0.142nm，则底面积为，六方石墨晶胞的体积为 ，六方石墨晶体的密度为。
（3）根据均摊原则，1个三方石墨晶胞中碳原子的个数为
（4）Li + 嵌入石墨的A、B层间，导致石墨的堆积结构发生改变，形成化学式为LiC 6 的嵌入化合物，可见该物质中存在的化学键有，Li + 与相邻石墨环形成的离子键、碳与碳形成的共价键；充电时由形成，充电时的电极反应式为
（5）Ni的氧化数有+2、+3、+4，而Al的氧化数只有+3，如果Ni被氧化到+4价态，Li+可以完全脱嵌，形成NiO2，但有Al3+存在，必须有Li+形成电中性物质，所以用铝取代部分镍形成可防止锂离子完全脱嵌而起到稳定结构的作用。
【分析】（1）依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；核外电子排布有多少个轨道，电子就有多少种空间运动状态；
（2）（3）根据均摊原则计算；
（4）依据图中粒子及粒子间作用力分析；充电时，阳极元素化合价升高，发生氧化反应；阴极元素化合价降低，发生还原反应；
（5）依据电中性分析。
9．（2023·达州模拟）科学工作者合成了含镁、镍、碳、氮4种元素的超导材料，具有良好的应用前景。回答下列问题：
（1）下列属于碳原子激发态轨道表示式的有 (填字母，下同)，其中失去最外层上一个电子所需能量最低的是 。
（2）含有碳元素的有机化合物分布极广，最简单的为碳正离子，该离子的几何构型为 ；乙醇的挥发性比水的强，原因是 ；如图是叶绿素的结构示意图，配体是一种平面大环有机物，该结构中N原子的杂化方式为 ，C-Nσ键有 个。
（3）某种半导体NiO具有NaCl型结构(如图)，其中阴离子采用面心立方最密堆积方式，半径r(O2-)=anm。
①阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体密度为 g·cm-3.(用含a，NA的表达式表示)。
②NiO晶体中部分O原子被N原子替代后可以改善半导体的性能，Ni-N键中离子键成分的百分数小于Ni-O键，原因是 。
③若该晶胞中氧原子有25%被氮原子替代，则该晶体的化学式为 ；N所替代的O的位置可能是 。
【答案】（1）BC；B
（2）平面三角形；乙醇比水形成的分子间氢键数目少，分子间作用力小；sp2、sp3；8
（3）；电负性O>N，O对电子的吸引能力更强，Ni和O之间更容易成离子键；Ni4O3N；顶点或一对平行平面的面心
【知识点】原子核外电子排布；判断简单分子或离子的构型；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）碳原子的基态电子排布式为1s22s22p2，根据基态碳原子受到激发，电子从低能级跳跃到高能级上，则四个选项中属于碳原子激发态轨道表示式的有BC，而A是基态碳原子电子轨道表示式，D是基态N原子电子轨道表示式，故答案是BC；根据电子离核越远，越容易失去，则失去最外层上一个电子所需能量最低的是选项B，因为其它选项最外层是第二层，而B是第三层，故答案是B。
（2）离子的价层电子对数为3，孤电子对为0，根据价层电子对互斥理论，其空间构型为平面三角形；乙醇的挥发性比水的强，说明乙醇的沸点比水低，沸点和分子间作用力有关，乙醇和水虽同为分子晶体，但乙醇比水形成的分子间氢键数目少，分子间作用力小，故乙醇的沸点比水低，乙醇的挥发性比水的强；根据叶绿素结构示意图，N原子与周围的原子形成的价键有单键，有双键，可知其杂化方式为sp2、sp3；C-N形成的共价键单键都是σ键，形成的双键中有一个是σ键，则C-Nσ键有8个。
（3）①根据NiO晶胞结构可知，其一个晶胞中含有O2-离子4个， Ni2+离子4个，氧原子量为16，镍原子量约为59，则其晶胞质量为m=，O2-离子采用面心立方最密堆积方式，半径r(O2-)=anm，设晶胞边长为x nm，则可得关系式2x2=16a2，解得x=2a nm，则晶胞的体积v=16a3 nm 3，则晶胞的密度为====g·cm-3。
②键的极性强弱和成键元素的电负性强弱有关，Ni-N键和Ni-O键相比，由于氧元素电负性大于氮元素，则O对电子的吸引能力更强，Ni和O之间更容易成离子键。
③根据均摊法，NiO晶胞中含有O2-离子4个， Ni2+离子4，若该晶胞中氧原子有25%被氮原子替代，即氧原子被氮原子代替，则该晶体的化学式为Ni4O3N；在晶胞中，有一个O原子被N原子取代，可能是顶点8或一对平行平面的面心，故N所替代的O的位置可能是顶点或一对平行平面的面心。
【分析】（1）基态碳原子受到激发，电子从低能级跳跃到高能级上；
（2）杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
杂化轨道数=2，为直线；
杂化轨道数=3，成键电子数=3，为三角形；
杂化轨道数=3，成键电子数=2，为V形；
杂化轨道数=4，成键电子数=4，为四面体；
杂化轨道数=4，成键电子数=3，为三角锥；
杂化轨道数=4，成键电子数=2，为V形；
（3） ① 晶胞密度要结合阿伏加德罗常数、体积、摩尔质量判断；
② 键的极性强弱和成键元素的电负性强弱有关；
③ 晶胞的化学式要结合均摊法判断。
10．（2023·莆田模拟）是普鲁士蓝类化合物中的一种，可用于钠离子电池的正极材料。晶胞如图所示(未标出)。
（1）基态Mn原子的外围电子轨道表示式为 。
（2）Mn、Fe元素的第三电离能(I3)： (填“>”或“<”)。
（3）中的第二周期元素与H元素形成的、、化合物中，A-A键键能依次减小，从结构角度分析其原因是 。其中分子中N原子的杂化类型为 。
（4）晶胞中，与形成配位键的元素有 。晶胞结构的另一种表示中，若O点处于晶胞体心位置，则晶胞中处于 位置。
【答案】（1）
（2）>
（3）孤电子对越多，对成键电子对斥力越大，键能越小；sp3
（4）Fe、Mn；顶点、面心
【知识点】原子核外电子排布；晶胞的计算
【解析】【分析】（1）Mn的原子序数为25，价电子排布式为3d54s2，轨道表示式为；
（2）Mn的价电子排布式为3d54s2，Fe的价电子排布式为3d64s2，各失去2个电子后，外层电子排布式分别为3d5、3d6，Mn2+的3d轨道处于半充满，稳定，再失去一个电子所需要的能量较高，故>；
（3）孤电子对越多，对成键电子对斥力越大，键能越小，故中的第二周期元素与H元素形成的、、化合物中，A-A键键能依次减小；分子中N原子均形成单键，杂化类型为sp3；
（4）晶胞中，与CN-形成配位键的元素有Fe、Mn；若0点处于晶胞体心，则Mn处于顶点、面心位置。
【分析】（1）锰元素为25号，价电子排布式为3d54s2；
（2）电子处于全充满或半充满时，电离能增大；
（3）杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
（4）原子位置要结合晶胞整体结构判断。
11．（2023·阿勒泰模拟）氮元素形成的化合物种类众多，用途广泛。根据信息回答下列问题。
（1）NH3BH3(氨硼烷)因具有很高的储氢容量及相对低的放氢温度(<350℃)，而成为颇具潜力的化学储氢材料之一 ，它可通过环硼氮烷、CH4与H2O进行合成。
①基态氮原子的电子排布图为 。
②上述涉及的元素H、B 、C、N、O中电负性最大的是 (填元素符号)。
（2）BF3、NH3和PH3分子中键角由大到小的顺序为 。
（3）若配离子[Co(CN) x](x-3)-的中心离子价电子数与配体提供的电子数之和为18，则x= 。
（4）咪唑、噻唑、吡啶是含N 和S的有机杂环类化合物，结构如图所示：
①上述三种物质中，沸点最高的是 (填化学名称)。
②吡啶中氮原子的杂化轨道的空间构型为 。
③已知咪唑中存在类似苯的大π键，则在咪唑分子的两个氮原子中，更容易与Cu2+形成配位键的是 (填“①”或“②” )号氮原子。
（5）氮化镓是新型半导体材料，其晶胞结构可看作金刚石晶胞内部的碳原子被N原子代替，顶点和面心的碳原子被Ga原子代替。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标。如图为沿y轴投影的氮化镓晶胞中所有原子的分布图。若原子1的原子分数坐标为(，，)，则原子3的原子分数坐标为 。
（6）某铁氮化合物晶体的晶胞结构如图所示。
①若以氮原子为晶胞顶点，则铁原子在晶胞中的位置为 。
②若晶胞中距离最近的两个铁原子距离为apm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体的密度为 g·cm-3(列出计算式即可)。
【答案】（1）；O
（2）BF3>NH3>PH3
（3）6
（4）咪唑；平面三角形；①
（5）(，，)
（6）棱心和体心；
【知识点】原子核外电子排布；判断简单分子或离子的构型；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）基态N原子的电子排布式为1s22s2p3，结合泡利原理、洪特规则，基态氮原子的电子排布图为；同周期自左而右电负性增大、同主族自上而下电负性减小，且上述涉及的元素H、B、C、N、O中氧元素的非金属性最强，故氧的电负性最大，故答案为：；O；
（2）BF3的中心原子价层电子对数为：，即为中心原子为sp2杂化，分子为平面三角形，键角为120°；NH3和PH3的中心原子为同主族元素，其价层电子对数为：，中心原子为sp3杂化，含有1对孤对电子，分子为三角锥形，但由于N原子的电负性大于P原子，N原子对键合原子的吸引能力大于P原子的，所以导致键合电子离N原子的距离越近，电子对之间的斥力越大，共价键的键角越大，所以键角NH3>PH3，故答案为：BF3>NH3>PH3；
（3）配离子[Co(CN) x](x-3)-的中心离子Co3+的价电子数为6，配体CN-提供的电子数为2，中心离子价电子数与配体提供的电子数之和为18，则有6+2x=18，解得x=6；故答案为：6。
（4）①咪唑结构中含有亚胺基-NH-，相邻分子间能够形成分子间氢键，因此咪唑的沸点是三种物质中最高的；
②吡啶的结构与苯相似，环上的C原子和N原子均以sp2杂化轨道相互重叠形成σ键，氮原子的杂化轨道的空间构型为平面三角形；
③咪唑中②号N原子形成3个σ键，由于存在大π键，说明两个氮原子都是sp2杂化，则②号氮原子没有孤电子对，而①号氮原子形成两个σ键，所以有孤电子对，可以形成配位键，所以更容易与Cu2+形成配位键的是①号氮原子；
故答案为：咪唑；平面三角形；①。
（5）根据题中要求，得出氮化镓的晶胞图为则原子3的坐标为(，，)；故答案为：(，，)。
（6）①根据图示可知：若以氮原子为晶胞顶点，则原来在面的铁原子为晶胞的棱心，原来在顶点的铁原子在体心。
②根据图示可知：该晶胞中铁原子的个数为8×+6×=4，氮原子个数为1，则该化合物的化学式为Fe4N，若晶胞中距离最近的两个铁原子距离为apm，则根据相对位置可知：晶胞边长为pm，则晶胞密度ρ=；故答案为：棱心和体心；。
【分析】（1） ① 氮原子为7号元素，其电子排布式为1s22s2p3；
② 同周期自左而右电负性增大、同主族自上而下电负性减小；
（2）杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
（3）配离子[Co(CN) x](x-3)-的中心离子Co3+的价电子数为6，配体CN-提供的电子数为2，中心离子价电子数与配体提供的电子数之和为18；
（4） ① 氢键会使分子的沸点提高；
② 杂化轨道数=2，为直线；
杂化轨道数=3，成键电子数=3，为三角形；
杂化轨道数=3，成键电子数=2，为V形；
杂化轨道数=4，成键电子数=4，为四面体；
杂化轨道数=4，成键电子数=3，为三角锥；
杂化轨道数=4，成键电子数=2，为V形；
③ 有孤电子对，可以形成配位键，更容易形成配位键；
（5）坐标可以结合远点和原子的位置判断；
（6） ① 结合晶胞的结构和原子的位置判断；
② 晶胞的密度要结合体积、阿伏加德罗常数、摩尔质量判断。
12．（2023·天津市模拟）奥运版复兴号高铁列车上依托5G技术打造的超高清直播演播室，实现了超高清信号的长时间稳定传输。请回答下列问题：
（1）5G芯片主要材质是高纯硅。基态原子的电子排布式为 ；该原子价层电子的运动状态有 种。
（2）硅元素能够形成多种化合物，其中，沸点： (填“>”或“<”)，原因是 。
（3）复兴号高铁车体材质用到等元素。
①的一种配合物的化学式为，其中原子的配位数为 ，中C原子的杂化类型为 。
②均为第四周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据如下表所示：
元素
电离能 717 759
1509 1561
3248 2957
锰元素位于第四周期第VIIB族。比较两元素的，可知，气态再失去1个电子比气态再失去1个电子难，对此你的解释是 。
（4）时速的磁浮列车需用到超导材料。超导材料具有型结构(如图)，晶胞参数(晶胞边长)为，其中阴离子采用面心立方最密堆积方式，该氮化钛的密度 (列出计算式即可)。
【答案】（1）1s22s22p63s23p2；2
（2）>；二氧化硅为共价晶体而四氯化硅为分子晶体
（3）6；sp3、sp；价电子排布为3d6，价电子排布为3d5，3d轨道为半满较稳定状态
（4）
【知识点】原子核外电子排布；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）硅为14号元素，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2；该原子价层电子排布为3s23p2，其电子运动状态有4种。
（2）二氧化硅为共价晶体而四氯化硅为分子晶体，共价晶体沸点高于分子晶体，则沸点：>；
（3）①由化学式可知，原子的配位数为6；中甲基碳为sp3杂化，-C≡N中碳为sp杂化，故C原子的杂化类型为sp3、sp；
②价电子排布为3d5，3d轨道为半满较稳定状态；价电子排布为3d6，容易失去1个电子，故气态再失去1个电子比气态再失去1个电子难；
（4）根据“均摊法”，晶胞中含个、个Ti3+，则晶体密度为。
【分析】（1）硅为14号元素，其电子排布式为 1s22s22p63s23p2；
（2）共价晶体的沸点比分子晶体更高；
（3） ① 杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
②价电子排布为3d6，价电子排布为3d5，3d轨道为半满较稳定状态；
（4）晶胞的密度要结合体积、阿伏加德罗常数、摩尔质量判断。
13．（2023·聊城模拟）金属及其化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。请回答下列问题：
（1）与Fe最外层电子数相同且同周期的过渡元素有 种。
（2）次磷酸的正盐KH2PO2中P的 杂化轨道与O的 轨道形成键。
（3）Zn、Fe、Cu等过渡金属的原子或离子易通过配位键形成配合物或配离子。
①和中所有原子均共面，其中氮原子较易形成配位键的是 。
②配位原子提供孤电子对的能力与元素的电负性大小有关，元素电负性越大，其原子越不容易提供孤电子对。则对于配合物Fe(SCN)3，配体SCN-中提供孤电子对的原子是 (填元素符号)。
③将含有未成对电子的物质置于外磁场中，会使磁场强度增大，称其为顺磁性物质，下列物质中，属于顺磁性物质的是 。
A．［Cu(NH3)2］Cl B．［Cu(NH3)4］SO4
C．［Zn(NH3)4］SO4 D．［Cr(H2O)5Cl］Cl2
（4）硫化锌(ZnS)晶体属于六方晶系，Zn原子位于4个S原子形成的正四面体空隙中。晶胞参数如图所示α=120°，β=γ=90°。
①该晶体中，锌的配位数为 。
②已知空间利用率，设锌和硫的原子半径分别r1cm和r2cm，则该晶体的空间利用率为(列出计算式即可) 。
③以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子的分数坐标。若A点原子的分数坐标为(0，0，0)，则B点原子的分数坐标为 。
【答案】（1）7
（2）sp3；2p
（3）；S；BD
（4）4；；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）Fe为26号元素，电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，最外层电子数为2，与Fe最外层电子数相同且同周期的过渡元素有Sc、Ti、V、Mn、Co、Ni、Zn共7种，故答案为：7；
（2）KH2PO2中P原子的孤电子对==2，成键电子对=2，价层电子对=孤电子对+成键电子对=4，P为sp3杂化；P的sp3杂化轨道与O的2p轨道形成键；
（3）①中N的sp2杂化轨道形成的化学键 (代表孤电子对)参与形成六元环大键的是未成对电子，该孤电子对填充空轨道的能力较强，所以后者更易形成配位键；故答案为：；
②S、N原子均有孤电子对，N电负性大，不易给出电子形成配位键；故答案为：S；
③A．［Cu(NH3)2］Cl中Cu+外围电子排布式为3d10，没有未成对电子，选项A不符合；
B．［Cu(NH3)4］SO4中Cu2+外围电子排布式为3d9，有未成对电子，选项B符合；
C．［Zn(NH3)4］SO4中Zn2+外围电子排布式为3d10，没有未成对电子，选项C不符合；
D．［Cr(H2O)5Cl］Cl2中Cr3+外围电子排布式为3d3，有未成对电子，选项D符合；
故答案为：BD；
（4）①以B外Zn为例，离该处Zn最近且等距的S有4个，则Zn的配位数为4；
②根据均摊法，晶胞中含有1+2+2=2个Zn原子，1+4+4=2个S原子，则原子体积为，晶胞底面为平行四边形，晶胞体积为，则空间利用率为=；
③六方ZnS是S按六方密堆积排列，Zn相间占据S所形成的正四面体空隙，配位数是4：4，Zn、S各有两套等同点，属于六方简单晶格，有2个S2-，2个Zn2+，各离子的分数坐标分别为：S2-(0，0，0)，；Zn2+，， 根据晶胞的结构可知，A为S2-，B的坐标为，故答案为：。
【分析】 （1）Fe为26号元素，其最外层电子数为2；
（2）KH2PO2中P原子的价层电子对数为4；P的sp3杂化轨道与O的2p轨道形成键；
（3）①孤电子对填充空轨道的能力越强，越容易形成配位键；
②S、N原子均有孤电子对，电负性：N>S；
③具有顺磁性物质含有未成对电子；
（4）①距离Zn最近且等距的S有4个；
②根据均摊法，结合 计算；
③根据晶胞结构可知，B的坐标为。
14．（2023·汉中模拟）锌在工业中有重要作用，也是人体必须的微量元素。人体内碳酸酐酶可以使CO2水合和脱水反应速率分别加快13000和25000倍。碳酸酐酶的部分结构如图所示：
回答下列问题：
（1）Zn基态原子核外电子排布式 。
（2）碳酸酐酶的部分结构中与Zn2+配位的原子是 (填元素符号) ；该物质中碳原子的轨道杂化类型是 ；与H2O互为等电子体的一 种微粒为 (填化学式)。
（3）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成，第一电离能I1(Zn) I1(Cu)(填“大于”或“小于”)，原因是 。
（4）Zn(NO3)2 中除了含有离子键以外还含有____。
A．氢键 B．σ键
C．π键 D．非极性共价键
（5）立方硫化锌晶胞如图所示，该晶体中Zn2+的配位数为 ； 设晶胞中S离子与其最近的Zn离子的距离为d nm，其密度为ρ g·cm-3，阿伏加德罗常数NA为 (用含d、ρ的式子表示)。
【答案】（1）[Ar]3d104s2
（2）O、N；sp3、 sp2；H2S、NH
（3）大于；Zn价电子排布3d104s2为全满稳定结构，较难失电子
（4）B；C
（5）4；
【知识点】原子核外电子排布；“等电子原理”的应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）锌元素的原子序数为30，基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s2，故答案为：[Ar]3d104s2；
（2）由碳酸酐酶的部分结构可知，中心离子锌离子与具有孤对电子的氮原子和氧原子形成配位键；该物质中饱和碳原子的杂化方式为sp3杂化，双键碳原子的杂化方式为sp2杂化；H2S、NH与水分子的原子个数都为3、价电子数都为8，互为等电子体，故答案为：N、O；sp3、 sp2；H2S、NH；
（3）基态锌原子的价电子排布式为全满稳定结构的3d104s2，较难失电子，而基态铜原子的价电子排布式为3d104s1，易失电子形成稳定的全充满结构3d10，所以锌元素的第一电离能大于铜元素，故答案为：大于；Zn价电子排布3d104s2为全满稳定结构，较难失电子；
（4）硝酸根离子是含有非羟基氧的含氧酸根离子，则硝酸锌是含有离子键、σ键和π键的离子化合物，故答案为：BC；
（5）由晶胞结构可知，晶胞中位于顶点的硫离子与位于体对角线的锌离子的距离最近，则硫离子的配位数为4，由硫化锌的化学式可知，锌离子的配位数也为4，晶胞中位于体内的锌离子个数为4，则晶胞中硫化锌的个数为4，设晶胞的参数为anm，由晶胞中位于顶点的硫离子与位于体对角线处的离子的距离为d nm，则a=，由晶胞的质量公式可得：=(×10—7)3ρ，解得NA=，故答案为：。
【分析】（1）Zn为30号元素，根据构造原理书写其核外电子排布式；
（2）氮原子和氧原子含有孤电子对，能与 Zn2+配位 ；双键碳原子采用sp2杂化，饱和碳原子采用sp3杂化；等电子体具有相同的原子数和价电子总数；
（3）原子轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失电子较难，第一电离能较大；
（4） Zn(NO3)2 中含有离子键，σ键、π键；
（5）晶胞中位于顶点的硫离子与位于体对角线的锌离子的距离最近；根据计算。
15．（2023·银川模拟）我国在新材料领域研究的重大突破，为“天宫”空间站的建设提供了坚实的物质基础。“天宫”空间站使用的材料中含有B、C、N、Ni、Fe等元素。回答下列问题：
（1）下列不同状态的硼中，失去一个电子需要吸收能量最多的是 (填标号，下同)，用光谱仪可捕捉到发射光谱的是 。
A． B．
C． D．
（2）B、C、N的第一电离能由大到小的顺序是 ，氮可形成多种氢化物，其中NH3的VSEPR模型名称是 ，N2H4中N原子杂化方式是 。
（3）FeSO4 H2O的结构如图所示。
FeSO4 7H2O中H2O与Fe2+、H2O与SO的作用力类型分别是 、 。H2O中H－O－H的键角 SO中O－S－O的键角(填“＞”“＜”或“=”)。
（4）镍的某种氧化物常用作催化剂，其晶胞有如图结构特征：镍离子形成面心立方结构，氧离子填充在镍离子构成的八面体空隙中，填充率为100%。
①从该晶胞中能分割出来的结构图有 (填标号)。
a. b. c. d. e.
②已知该晶体密度为ρg cm-3，NA为阿伏加德罗常数的值。该晶胞中镍离子周围与其等距离且最近的镍离子有 个，该距离为 pm(用含ρ和NA的代数式表示)。
【答案】（1）A；CD
（2）N＞C＞B；四面体形；sp3
（3）配位键；氢键；＜
（4）bc；12；××1010 (或××1010)
【知识点】原子结构的构造原理；元素电离能、电负性的含义及应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）A中各轨道都处于全满状态比较稳定，较难失去电子，因此失去一个电子需要的能量最高；发射光谱是指电子从高能量轨道跃迁到低能量轨道时释放能量的现象，即原子从激发态到稳态过程发出电离辐射的过程，选项中处于激发态的原子为C、D，故答案为：C、D。
（2）B、C、N为同一周期元素，第一电离能呈现增大的趋势，但N的基态电子排布为1s22s22p3，p轨道为半充满，第一电离能大于C，故第一电离能能由大到小的顺序是C>N>B；NH3中互斥电子对数为3+（5-3×1）=4，VSEPR模型为四面体形；N2H4中N形成一个N-N键和两个N-H键，还有一个孤电子对，故N原子杂化方式是sp3。
（3）由FeSO4 7H2O的结构可知，H2O中含有孤电子对的氧原子与含有空轨的与Fe2+形成配位键；H2O中的氢原子与SO中氧原子形成氢键；水分子中氧原子的孤对电子对数为2，硫酸根离子中硫原子的孤对电子对数为0，孤对电子对数越多，对成键电子对的斥力越大，键角越小，则水中H－O－H键角小于硫酸根离子中O－S－O键角，故答案为：孤电子对有较大斥力，使H－O－H键角小于O－S－O键角。
（4）氧离子形成面心立方结构，镍离子位于氧离子构成的八面体空隙，则该镍的氧化物的晶胞结构和NaCl的相似，氧离子位于晶胞顶点和面心，镍离子位于体心和棱上，故从晶胞分离出的结构可以为、，选bc；如图，以图中体心C原子为研究对象，与其最近的原子为小立方体面对角线上的3个，所以总用有3×8×=12个；该晶胞中镍离子的数目为4，氧离子的数目为4，晶胞质量为，该晶体密度为，设晶胞边长为a，则晶胞体积为，，晶胞中两个镍离子之间的最短距离为面对角线长度的一半，即为。故答案为：。
【分析】 （1）具有全充满，半充满，全空三种状态的电子排布比较稳定，失去一个电子需要的能量最高；发射光谱是指电子从高能量轨道跃迁到低能量轨道时释放能量的现象，即原子从激发态到稳态过程发出电离辐射的过程；
（2）同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素；依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定VSEPR模型，再确定空间立体构型，确定杂化类型；
（3）依据孤对电子之间排斥作用＞孤对电子与成键电子对之间排斥＞成键电子对之间排斥分析。
（4）根据晶胞结构及晶胞的均摊法计算。
16．（2023·湖州模拟）氯化钠是一种典型且极具魅力的晶体，我们通过学习氯化钠可以更好地了解其他类似物质的结构。已知氯化钠的晶胞如下图所示。
（1）下列关于氯化钠的说法正确的是____。
A．基态的电子有5种空间运动状态
B．钠是第一电离能最大的碱金属元素
C．氯原子的价电子排布式可写成
D．每个氯离子周围与它最近且等距的氯离子有12个
（2）已知的密度为，的摩尔质量为，阿伏加德罗常数的值为，则在晶体里和的最短距离为 。
（3）温度升高时，晶体出现缺陷，如图2所示，当图中方格内填入时，恰好构成氯化钠晶胞的1/8。晶体出现缺陷时，其导电性大大增强，原因是 。
（4）、的晶体类型与氯化钠相同，和的离子半径分别为和，则熔点： (填“>”“<”或“=”)
（5）钡在氧气中燃烧时得到一种钡的氧化物晶体，其阴阳离子的排布与氯化钠相同，其中存在的化学键的类型为 。
【答案】（1）A；D
（2）
（3）该晶体在通电时，钠离子可在电场的作用下迁移到缺陷处，形成电流
（4）>
（5）离子键、非极性共价键
【知识点】晶体熔沸点的比较；晶胞的计算；极性键和非极性键
【解析】【解答】（1）A. 基态的核外电子排布为：，核外电子有5种空间运动状态，A符合题意；
B. 同主族元素从上到下第一电离能递减，则锂是第一电离能最大的碱金属元素，B不符合题意；
C. 氯原子的价电子排布式可写成，C不符合题意；
D. 以体心氯离子为观察对象，可知其周围与它最近且等距的氯离子位于棱心，有12个，D符合题意；
故答案为：AD；
（2）由晶胞结构可知钠离子位于顶点和面心，个数为，氯离子位于体心和棱心，个数为：，则晶胞的质量为：g，的密度为，则晶胞的体积为：cm3，晶胞的边长为：，则在晶体里和的最短距离为边长的一半，即pm，故答案为：；
（3）该惊晶体在通电条件下，钠离子在电场的作用下可以发生迁移，迁移到缺陷处，从而形成电流，故答案为：该晶体在通电时，钠离子可在电场的作用下迁移到缺陷处，形成电流；
（4）、的晶体类型与氯化钠相同，均为离子晶体，半径小于半径，离子半径越小、离子键越强，晶格能越大，晶体的熔沸点越高，故熔点：大于FeO，故答案为：>；
（5）中钡离子与过氧根离子之间存在离子键，过氧根内为非极性共价键，故答案为：离子键、非极性共价键。
【分析】（1）A. 空间运动状态数等于电子占据轨道数；
B. 同主族元素从上到下第一电离能递减；
C.依据构造原理分析；
D.依据晶胞结构分析；
（2）根据晶胞结构及晶胞的均摊法计算。
（3）离子在电场的作用下会迁移；
（4）同类型的晶格能与离子半径有关，离子半径越小，晶格能越大；
（5）金属氧化物为离子化合物。
17．（2023·郑州模拟）2023年1月30日，中国科学院朱庆山团队研究六方相砷化镍(NiAs)型到正交相磷化锰(MnP)型结构转变，实现了对锂硫催化剂的精确设计。回答下列问题：
（1）Li、P、S三种元素中，电负性最小的是 。第三周期元素中第一电离能比P大的元素有 种。
（2）基态S原子核外有 个电子自旋状态相同。基态As原子的电子排布式为 。
（3）PH3、AsH3中沸点较高的是 ，其主要原因是 。
（4）Mn的一种配合物化学式为[Mn(CO)5(CH3CN)]，该配合物中锰原子的配位数为 。
（5）CH3CN中C原子的杂化类型为 。
（6）等物质的量的CH3CN和CO中，π键数目之比 。
（7）NiAs的一种晶胞结构如图所示。若阿伏加德罗常数的值为NA，晶体的密度为ρ g/cm3，则该晶胞中最近的砷原子之间的距离为 pm。
【答案】（1）Li；2
（2）9或7；[Ar]3d104s24p3
（3）AsH3；两者均为分子晶体，AsH3相对分子质量大，范德华力强，沸点高
（4）6
（5）sp3、sp
（6）1∶1
（7）
【知识点】原子结构的构造原理；元素电离能、电负性的含义及应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）Li、P、S中，Li为金属元素，容易失去电子，电负性最小；一般情况下同一周期的元素，原子序数越大，元素的第一电离能也越大，但第VA的元素由于其处于p轨道的半充满的稳定状态，其第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能P>S，故第三周期元素中第一电离能大于磷的元素有Cl、Ar；所以第三周期元素中第一电离能比P大的元素有2种；故答案为：Li；2。
（2）基态S元素电子排布式为1s22s22p3s23p4；有7个或9个电子自旋状态相同；基态As原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p3；故答案为：9或7 ；[Ar]3d104s24p3。
（3）PH3 、AsH3均为分子晶体，相对分子质量大，范德华力强，沸点高所以沸点较高的是AsH3，故答案为：AsH3；两者均为分子晶体，AsH3相对分子质量大，范德华力强，沸点高。
（4）Mn的一种配合物化学式为[Mn(CO)5(CH3CN)]，该配合物中与锰原子的配位有CO和CH3CN，配位数为6；故答案为：6。
（5）CH3CN中有两个C原子，分别连接有4个和2个键，杂化类型为sp3、sp；故答案为：sp3、sp。
（6）CH3CN和CO均含有2个π键，等物质的量的CH3CN和CO中，π键数目之比1：1；故答案为：1：1。
（7）该晶胞中含有Ni3+个数为，含有As3-为4；即含有4个NiAs，其质量为，设其棱长为acm，所以，As3-位于其八分之一晶胞的中心，两个As3-之间的距离相当于面对角线长度的一半；所以两个As3-之间为；故答案为：。
【分析】（1）非金属性越强，电负性越大；同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素。
（2）依据构造原理分析；
（3）分子晶体分子量越大，范德华力越大，熔沸点越高；
（4）依据配合物的结构判断；
（5）依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；
（6）依据单键是σ键，双键一个σ键和一个π键，三键是一个σ键和两个π键；
（7）利用均摊法确定原子数，再利用公式计算。
18．（2023·乌鲁木齐模拟）碳的多种同素异形体及一系列化合物广泛应用于科研、医疗、工农业生产等领域。回答下列问题：
（1）写出基态C原子核外电子排布的轨道表示式 。
（2）C原子在形成化合物时，可采取多种杂化方式。杂化轨道中s轨道成分越多， C元素的电负性越强，连接在该C原子上的H原子越容易电离。下列化合物中，最有可能在碱性体系中形成阴离子的是____(填编号)。
A．CH4 B．CH2=CH2 C．CH ≡ CH D．苯
（3）TiO2与光气COCl2反应可用于制取四氯化钛。COCl2中σ键和π键的数目比为 ， 其空间构型为 。
（4）甲乙酮肟()中同周期三种元素电负性由大到小的顺序为 ，氮原子的杂化方式为 ，C=N与C-C键夹角 C=N与N-O键夹角(填“<”“>”或“=”)。
（5）CO2分子中并不存在简单的“碳氧双键”，除了正常的σ键，还有两个方向互相垂直的大π键(每个O原子上还有一对孤对电子)，则每个大π键中有 个电子。
（6）从化学键的角度解释石墨的熔点高于金刚石的原因 。
（7）利用皮秒激光照射悬浮在甲醇溶液中的多壁碳纳米管可以合成T-碳。T-碳的晶体结构可看成金刚石晶体中每个碳原子被正四面体结构单元(由四个碳原子组成)取代，如图所示[其中图(a)、(b) 为T-碳的晶胞和晶胞俯视图，图(c)为金刚石晶胞]。
一个T-碳晶胞中含有 个碳原子。 T-碳的密度非常小，是金刚石的一半，则T-碳晶胞的棱长和金刚石晶胞的棱长之比为 。
【答案】（1）
（2）C
（3）3：1；平面三角形
（4）O>N>C；sp2；>
（5）4
（6）石墨中碳原子均为sp2杂化，未参与杂化的p轨道形成π键，使石墨中碳碳共价键比金刚石中碳碳共价键键长更短、键能更大
（7）32；2：1
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；物质的结构与性质之间的关系；键能、键长、键角及其应用；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）基态C原子核外电子排布式为1s22s22p2，其轨道表示式为。
（2）CH4、CH2=CH2、CH≡CH和苯中C原子分别为sp3、sp2、sp和sp2杂化，则杂化轨道中s轨道成分最多的物质是CH≡CH，其最有可能在碱性体系中形成阴离子，故答案为：C。
（3）COCl2的结构为，C=O双键含1个σ键和1个π键，则1个COCl2分子中σ键和π键的数目分别为3和1，其比值为3：1；中心碳原子价层电子对数=，采取sp2杂化，无孤电子对，其空间构型为平面三角形。
（4）甲乙酮肟中同周期三种元素为C、N、O，同周期元素从左至右，电负性逐渐增强，则电负性由大到小的顺序为O>N>C；该分子中N原子价层电子对数为3，采取sp2杂化；N原子上有孤电子对、C原子上没有孤电子对，孤电子对与成键电子对之间的排斥力大于成键电子对之间的排斥力，所以C=N与C-C键夹角> C=N与N-O键夹角。
（5）CO2分子共有4+2×6=16个价电子，其中一部分价电子用于形成2个C-Oσ键和每个氧原子上的一对孤对电子对，总共2×2+2×2=8个电子，剩下8个价电子填入两个方向互相垂直的大π键中，则每个大π键中有4个电子。
（6）由于石墨中碳原子均为sp2杂化，未参与杂化的p轨道形成π键，使石墨中碳碳共价键比金刚石中碳碳共价键键长更短、键能更大，因而石墨的熔点高于金刚石。
（7）金刚石晶胞中，有8个碳原子位于顶点，6个碳原子位于面心，4个碳原子位于体内，则金刚石晶胞中碳原子数目为，碳的晶体结构可以看成金刚石晶体中每个碳原子由四个碳原子组成的正四面体结构单元取代，故1个碳晶胞含有的碳原子个数为；由题意可知，碳的密度为金刚石的一半，即，而根据晶胞中碳原子的数目，可知，则，而晶胞棱长，故碳晶胞的棱长和金刚石晶胞的棱长之比为。
【分析】（1）C为6号元素，基态C原子的核外电子排布式为1s22s22p2；
（2）杂化轨道中s轨道成分越多， C元素的电负性越强，连接在该C原子上的H原子越容易电离，s轨道成分最多的物质是CH≡CH；
（3）单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键；COCl2中心C原子的价层电子对数为3；
（4）元素的非金属性越强，电负性越大；该分子中N原子价层电子对数为3，采取sp2杂化；孤电子对间排斥力＞孤电子对和成键电子对之间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力，孤电子对越多键角越小；
（5） CO2分子中并不存在简单的“碳氧双键”，除了正常的σ键，还有两个方向互相垂直的大π键（每个O原子上还有一对孤对电子），则每个大π键中每个O原子提供2个电子；
（6） 键能越大，熔点越高；
（7）根据均摊法计算；碳的密度为金刚石的一半，，晶胞棱长。
19．（2023·宜宾模拟）铁及其化合物在生活、生产中有重要应用。回答下列问题：
（1）乳酸亚铁[CH3CH(OH)COO]2Fe是一种常用的补铁剂。
①Fe2+的价层电子排布式是 。
②乳酸分子()中 σ 键与π键的数目比为 。
③乳酸亚铁中各元素的电负性由大到小的顺序为 。
④C与O中，第一电离能较大的是 ， O的第二电离能远大于第一电离能的原因是 。
（2）无水FeCl2可与NH3形成[Fe(NH3)6]Cl2。
①[Fe(NH3)6]Cl2中Fe2+的配位数为 。
②NH3的空间构型是 ，其中N原子的杂化方式是 。
（3）由铁、钾、硒形成的一种超导材料，其晶胞结构如图1所示。
①该超导材料的化学式是 。
②该晶胞参数a=0.4 nm、c=1.4 nm，该晶体密度ρ= g·cm-3。(用 NA表示阿伏加德罗常数，写出计算表达式即可)
③该晶胞在xy平面投影如图2所示，将图2补充完整 。
【答案】（1）3d6；11∶1；O＞C＞H＞Fe；O或氧；O失去一个电子后，2p能级半充满，能量低，较稳定，再失去一个电子更困难
（2）6；三角锥形；sp3杂化
（3）KFe2Se2；；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；判断简单分子或离子的构型；配合物的成键情况；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）①基态Fe原子核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe2+核外电子排布式为[Ar]3d6，因此亚铁离子的价层电子排布式为3d6，故答案为：3d6；
②成键原子之间单键有1个σ键，双键之间有1个σ键和1个π键，三键有1个σ键和2个π键，根据乳酸结构简式，σ键和π键数目比为11∶1；故答案为：11∶1；
③乳酸亚铁中含有元素为H、C、O、Fe，铁元素为金属元素，电负性最小，同周期从左向右电负性逐渐增大，氧元素的电负性最大，碳氢化合物氢为正价，则碳的电负性大于氢，因此电负性由大到小顺序是O＞C＞H＞Fe；故答案为：O＞C＞H＞Fe；
④同周期从左向右第一电离能增大趋势，即O的第一电离能大于C，基态O原子电子排布式为1s22s22p4，失去1个电子后排布式为1s22s22p3，2p能级半充满，能量低，较稳定，再失去一个电子更困难；故答案为：O或氧；O失去一个电子后，2p能级半充满，能量低，较稳定，再失去一个电子更困难；
（2）①[Fe(NH3)6]Cl2中[Fe(NH3)6]2+为内界，2个Cl-为外界，6个NH3与Fe2+形成配位键，亚铁离子的配位数为6，故答案为：6；
②NH3中中心原子N有3个σ键，有1个孤电子对，价层电子对数为4，空间构型为三角锥形，杂化轨道数等于价层电子对数，因此N的杂化类型为sp3，故答案为：三角锥形；sp3；
（3）①K位于顶点和体内，个数为=2，Se位于棱上和体内，个数为=4，Fe位于面上，个数为=4，因此化学式为KFe2Se2；故答案为：KFe2Se2；
②晶胞的质量为g，晶胞的体积为a2cnm3=0.4×0.4×1.4nm3，则晶胞的密度为g/cm3；故答案为：；
③K位于顶点和体内，Se位于棱上和体内，Fe位于面上，按照xy平面投影得到；故答案为：。
【分析】（1）①Fe为26号元素，Fe原子失去2个电子形成 Fe2+；
②单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键；
③同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
（2）①[Fe(NH3)6]Cl2中6个NH3与Fe2+形成配位键；
②NH3中N原子的价层电子对数为4，含有一个孤电子对；
（3）①根据均摊法计算；
②根据计算；
③K位于顶点和体内，Se位于棱上和体内，Fe位于面上。
20．（2023·阿勒泰模拟）钕铁硼磁铁在绝对零度时磁性仅次于钬磁铁，但是在常温下磁性远远强于目前已知的所有永久磁铁。生产钕铁硼磁铁的主要原料有稀土金属钕、纯铁、铝硼及其他稀土原料。
（1）钕(Nd)为60号元素，在周期表中第 周期。
（2）①铝原子激发态的电子排布式有 (填标号，下同) ，其中能量较高的是 。
A.1s22s22p63s13p2 B.1s22s22p63s2
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63p3
②实验测得AlCl3的实际存在形式为Al2Cl6，其分子的球棍模型如图所示。已知Al2Cl6分子中正负电荷中心重合，则Al2Cl6属于 分子(填“极性”或“非极性”)，分子中Al采取 杂化。
（3）硼元素及与其同周期相邻两种元素第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。晶体硼的熔点比晶体硅高，原因是 。
（4）羰基铁[ Fe(CO)5]与二茂铁[ Fe(C5H5)2]是两种重要的配合物。测定表明二茂铁中配体环戊二烯离子的结构简式为 ，且所有氢原子的化学环境都相同，则下列说法中正确的是____(填标号)。
A．二茂铁的中心粒子与配体间存在离子键，且配体中存在一个键
B．羰基铁中，配位原子为C原子，且配体与CN- 是等电子体
C．两种配合物的中心粒子价电子排布图均为
D．1 mol羰基铁中有10 NA个σ键和10NA个π键
（5）已知氮化硼( BN)晶体有多种相结构。六方相氮化硼(I)与石墨相似，具有层状结构； 立方相氮化硼(II)是超硬材料，有优异的耐磨性。它们的晶体结构如下图所示。
①六方相氮化硼结构与石墨相似，但是却不导电的原因是 。
②立方相氮化硼中，离硼原子最近且等距离的硼原子有 个。
③若立方相氮化硼晶胞边长为104 nm，设NA为阿伏加德罗常数的值，则立方相BN晶体的摩尔体积Vm= m3·mol-1 (列出计算式)。
【答案】（1）六
（2）AD；D；非极性；sp3
（3）C>Be>B；晶体硼和晶体硅均为原子晶体，硼原子半径小于硅原子半径，B-B 键键长比Si-Si键键长短，键能大，因此晶体硼熔点高于晶体硅
（4）B；D
（5）层状结构中没有自由移动的电子；12；
【知识点】原子核外电子排布；物质的结构与性质之间的关系；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算；极性分子和非极性分子；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）钕(Nd)为60号元素，在周期表中第六周期第ⅢB族；
（2）①基态Al原子核外电子排布为1s22s22p63s23p1，则铝原子激发态的电子排布式有A.1s22s22p63s13p2、D.1s22s22p63p3，B.1s22s22p63s2、C.1s22s22p63s23p2两者为离子；故答案为：AD；3p轨道能量大于3s，故其中能量较高的是D；
②已知Al2Cl6分子中正负电荷中心重合，则Al2Cl6属于非极性分子；分子中Al形成4个共价键，采取sp3杂化；
（3）同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，但是Be原子价电子为2s2全满稳定状态，电离能较大，故硼元素及与其同周期相邻两种元素第一电离能由大到小的顺序为C>Be>B；晶体硼和晶体硅均为共价晶体，硼原子半径小于硅原子半径，B-B 键键长比Si-Si键键长短，键能大，因此晶体硼熔点高于晶体硅；
（4）A．二茂铁的中心粒子与配体间存在配位键，且配体环戊二烯离子带1个单位负电荷，存在1个5中心6电子的大π键，故为键，A不正确；
B．等电子体是指价电子数和原子数相同的分子、离子或原子团；羰基铁中，C提供孤电子对，配位原子为C原子，且配体与CN- 是等电子体，B正确；
C．羰基铁[ Fe(CO)5]、二茂铁[ Fe(C5H5)2]两种配合物的中心粒子分别为铁原子、亚铁离子，价电子排布图不同，C不正确；
D．单键均为σ键，双键中含有1个σ键、1个π键，叁键含有1个σ键、2个π键；1分子羰基铁配体中存在5个σ键和10个π键，配体与中心原子形成5个配位键，故共有10个σ键和10个π键，则1mol羰基铁中有10NA个σ键和10NA个π键，D正确；
故答案为：BD；
（5）①六方相氮化硼结构与石墨相似，但是其层状结构中没有自由移动的电子，故不导电；
②立方相氮化硼中，以底面面心的硼为例，离硼原子最近且等距离的硼原子上层、同层、下层各有4个，故共有12个；
③根据“均摊法”，晶胞中B的个数为，N的个数为4，若立方相氮化硼晶胞边长为104 nm，设NA为阿伏加德罗常数的值，则立方相BN晶体的摩尔体积=m3·mol-1。
【分析】（1）60号元素位于元素周期表的第六周期；
（2）①Al的原子序数为13，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p1；同一原子3p能级的能量比3s能级的能量高；
②Al2Cl6分子中正负电荷中心重合，为非极性分子；分子中Al形成4个共价键，采取sp3杂化；
（3）同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；原子晶体，键能越大，熔沸点越高；
（4）A.二茂铁的中心粒子与配体间存在配位键；
B.含有孤电子对的原子提供孤电子对，作为配位原子，等电子体具有相同的原子数和价电子数；
C.羰基铁[ Fe(CO)5]、二茂铁[ Fe(C5H5)2]的中心粒子分别为铁原子、亚铁离子；
D.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键，三键中含有1个σ键和2个π键；
（5）①六方相氮化硼晶体层状结构中不存在自由移动的电子；
②B原子也可位于晶胞顶点和面心上，则N原子位于晶胞内部，离硼原子最近且等距离的硼原子个数为12个；
③根据均摊法和、计算。
21．（2023·潍坊模拟）有机—无机复合钙钛矿()型材料在太阳能电池及发光二极管等方面具有很好的应用前景，一种复合材料和(立方晶系)的晶胞结构如图所示。
已知：A为间隔的阳离子，例如、等；A＇为单一组分钙钛阳离子，例如、、等；B为单一组分钙钛矿中心离子、等，X为单一组分钙钛矿的阴离子，例如、或等卤素离子。
回答下列问题：
（1）基态Ti原子的价电子排布式为 。
（2）H、C、N、O四种元素电负性由大到小的顺序为 ；第一电离能、、由大到小的顺序为 。
（3）中C的杂化方式为 ；正丁胺()的沸点为77.8℃，正丁醇()的沸点为117.6℃，正丁胺沸点低的原因是 。
（4）中Ca的配位数为 ；A为，A＇为，B为，X为，晶胞参数为a nm和c nm，该晶体的密度为 。
【答案】（1）
（2）；
（3）杂化；N的电负性小于O，正丁胺分子间的氢键弱于正丁醇分子间的氢键
（4）12；
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）基态Ti原子为22号元素，价电子排布式为；
（2）同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；H、C、N、O四种元素电负性由大到小的顺序为；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能；
（3）中C形成3个共价键且无孤电子对，杂化方式为杂化；正丁胺()的沸点为77.8℃，正丁醇()的沸点为117.6℃，正丁胺沸点低的原因是N的电负性小于O，正丁胺分子间的氢键弱于正丁醇分子间的氢键，导致其沸点低于正丁醇；
（4）以底面右下角的Ca为例，同层、上下层最近相邻的O各有4个，则中Ca的配位数为12；
根据“均摊法”，晶胞中含个A、个A＇、个B、个X，A为，A＇为，B为，X为，晶胞参数为a nm和c nm，则晶体密度为。
【分析】（1）依据构造原理分析；
（2）同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素。
（3）依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；分子间含有氢键，熔沸点较高；
（4）利用均摊法确定原子数，再利用公式计算。
22．（2023·鹰潭模拟）Co、Al、 Si形成的合金是一种高性能的热电材料，备受研究人员关注。回答下列问题：
（1）基态Co原子的核外电子排布式为 ，它处于元素周期表的 区。
（2）下列各状态的铝中，再电离出一个电子所需能量最小的是____ (填序号)。
A． B．
C． D．
（3）AlCl3是某些有机反应的催化剂，如苯酚()与乙酰氯()反应的部分历程为。
①乙酰氯分子中碳原子的杂化类型为 。
②乙酰氯分子中C-C键与C-Cl键的夹角 120°(填“大于“等于”或“小于”)， 判断理由是 。
③的空间构型为 。
（4）金刚石、金刚砂(SiC)、单晶硅的熔点由低到高的顺序为 。
（5）Co、Al、Si形成的一种合金的晶胞结构如图所示(若不看， 该晶胞具有萤石结构)，1号原子、2号原、Al原子的分数坐标分别为(0， 1， 0)、(，，)、(，，)，则3号原子的分数坐标为 ； 若晶胞参数为anm，则该合金的密度为 g·cm-3(NA表示阿伏加德罗常数的值，只需列出式子)。
【答案】（1）[Ar]3d74s2；d
（2）B
（3）sp2、sp3；小于；氧原子上有2个孤电子对，且与C原子形成C-O键，对C-C键和C-Cl键有较大的排斥力；正四面体形
（4）单晶硅<金刚砂(SiC)<金刚石
（5）(，，)；
【知识点】原子结构的构造原理；键能、键长、键角及其应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）钴的原子序数是27，基态Co原子的电子排布式为[Ar]3d74s2，Co元素位于第Ⅷ族，原子核外最后填充的是d电子，故Co为d区元素。故答案为：[Ar]3d74s2；d；
（2）A、C、D分别电离出—个电子所需的能量为基态Al原子的第—、三、二电离能，基态铝原子的第三电离能>第二电离能>第—电离能；原子处于激发态时能量比基态时高，易失去电子，B处于激发态，电离出—个电子需要的能量最低，综合分析需要能量最小的为B。故答案为：B；
（3）①乙酰氯分子甲基中的碳原子采用杂化、羰基中的碳原子采用杂化。②由于乙酰氯分子中含有碳氧双键，CO键上的氧原子有2个孤电子对，对C—C键和C—Cl键有较大的排斥力，因此该夹角小于120°。③微粒中Al原子形成4个键，且不含孤电子对，故空间构型为正四面体形。故答案为：sp2、sp3；小于；氧原子上有2个孤电子对，且与C原子形成C－O键，对C－C键和C－Cl键有较大的排斥力；正四面体形；
（4）金刚石、金刚砂(SiC)、单晶硅均为原子晶体，结构相似，共价键键长越短，键能越大，原子晶体的熔点越高，原子半径：C
（5）结合萤石结构和晶胞图，根据所给的三个原子的分数坐标，可知3号原子的分数坐标为。根据均摊法可知，该晶胞中含有个Co原子、8个Si原子、1个Al原子，其密度。故答案为：(，，)；；
【分析】（1）依据构造原理分析；
（2）依据第三电离能>第二电离能>第—电离能；原子处于激发态时能量比基态时高，易失去电子；
（3）①依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定VSEPR模型，再确定空间立体构型，确定杂化类型；依据孤对电子之间排斥作用＞孤对电子与成键电子对之间排斥＞成键电子对之间排斥分析。
（4）原子晶体，原子半径越小，键能越大，熔沸点越高；
（5）根据晶胞结构及晶胞的均摊法计算。
23．（2023·山东模拟）氮族元素是一类重要元素，广泛应用于生产生活，特别是在医药、纳米材料制备中。回答下列问题：
（1）基态磷原子核外电子的空间运动状态共有 种。N、P同族，性质相似。氮原子间可形成键能很大的氮氮三键而磷原子间不能形成类似结构的原因是 。
（2）肼(N2H4)和偏二甲肼[(CH3)2NNH2]均为无色液体，属于同系物，是常用的火箭推进剂，其熔沸点如表：
物质 肼 偏二甲肼
熔点 1.4℃ －58℃
沸点 113.5℃ 63.9℃
二者熔沸点差异较大的主要原因是 。
（3）在多原子分子中如有相互平行的p轨道，它们连贯重叠在一起构成一个整体，p电子在多个原子间运动形成π型化学键，这种不局限在两个原子之间的π键称为离域π键，简称大π键。可用符号Π表示，其中m代表参与形成的大π键原子数，n代表参与形成的大π键电子数，如苯分子中的大π键可表示为Π。计算表明，N4H结构如图所示，只有一种化学环境的氢原子，其中的大π键可表示为 。
（4）氮化硼(BN)是由氮原子和硼原子所构成的晶体。工业上制备氮化硼的一种方法为BCl3(g)+NH3(g)=BN(s)+3HCl(g)。形成BCl3时，基态B原子价电子层上的电子先激发再杂化，激发时B原子的价电子轨道表示式可能为____(填标号)。
A． B．
C． D．
（5）新型半导体材料立方砷化镓晶体与立方氮化硼晶体结构类似，两种晶体中熔点较高的是 ；如图所示，砷化镓晶体中砷原子作立方最密堆积，镓原子填入间隔的四面体空隙中。已知晶胞中原子1的坐标为(0，0，0)，原子2的坐标为(，，)，则原子3的坐标为 。砷化镓的密度为ρg cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，计算晶体中砷原子和镓原子的核间距 pm。
【答案】（1）9；P原子半径大，p轨道难以有效肩并肩重叠，不能形成稳定的π键
（2）肼(N2H4)分子间氢键数目多于偏二甲肼[(CH3)2NNH2]
（3）Π
（4）C
（5）氮化硼；(，，)；××1010
【知识点】原子结构的构造原理；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）P原子序数为15，核外电子排布式为1s22s22p63s23p3，电子占据的轨道数为1+1+3+1+3=9，1个轨道为一个空间运动状态，故共有9种空间运动状态；三键含有1个键，2个键，键是原子肩并肩形式重叠而成，磷原子间不能形成磷磷三键的原因是P原子半径大，p轨道难以有效肩并肩重叠，不能形成稳定的键，故答案为：9；P原子半径大，p轨道难以有效肩并肩重叠，不能形成稳定的键。
（2）肼(N2H4)和偏二甲肼[(CH3)2NNH2]均为分子晶体，均含有氢键，但肼(N2H4)分子间氢键数目多于偏二甲肼[(CH3)2NNH2]，所以肼(N2H4)的熔沸点高于偏二甲肼[(CH3)2NNH2]，故答案为：肼(N2H4)分子间氢键数目多于偏二甲肼[(CH3)2NNH2]。
（3）参与形成大π键的原子为4个N原子，每个氮已形成3个键，且4个N原子失去2个电子，最后氮原子剩余价电子数为，即参与形成大π键的电子数为6，原子数为4，可表示为。
（4）BCl3中心原子周围的价电子对数为：， 根据价电子对互斥理论可知，其空间构型为平面三角形，中心原子sp2杂化，形成BCl3时，基态B原子价电子层上的电子先进行激发，再进行杂化，能与Cl形成3个相同的共价键，故激发时B原子的价电子轨道表示式可能为C。
（5）立方砷化镓晶体与立方氮化硼晶体类似，均属于原子晶体，原子半径N【分析】（1）核外电子排布有多少个轨道，电子就有多少种空间运动状态；依据单键是σ键，双键一个σ键和一个π键，三键是一个σ键和两个π键；
（2）分子间含有氢键，熔沸点较高；
（3）依据信息和结构图判断；
（4）依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；
（5）熔点由高到低的顺一般为原子晶体>离子晶体>分子晶体，分子晶体分子量越大，范德华力越大，熔沸点越高；根据晶胞结构及晶胞的均摊法计算。
24．（2023·朝阳模拟）是一种锂离子电池的正极材料，放电时生成。
（1）下列电子排布图表示的Li原子的状态中，能量最高的为 (填序号)。
a．b．c．
（2）从价电子排布的角度解释Fe位于元素周期表d区的原因： 。
（3）的制备：
的结构如图1所示。
①和之间的作用力类型为 。
②的大于的，从结构角度解释原因： 。
（4）锂离子电池充放电过程中，正极材料晶胞的组成变化如图2所示。
①由于的空间构型为 ，且磷氧键键能较大，锂离子嵌入和脱出时，磷酸铁锂的空间骨架不易发生形变，具有良好的循环稳定性。
②正极材料在和之间转化时，经过中间产物。转化为的过程中，每摩晶胞转移电子的物质的量为 摩。
【答案】（1）a
（2）基态Fe原子的价电子排布为，最后填入电子的能级为3d
（3）配位键；中的甲基为推电子基团，使羧基中的氧氢键极性减弱；中的羧基为吸电子基团，使另一羧基中的氧氢键极性增强
（4）正四面体；4x
【知识点】原子核外电子排布；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）根据能量大小顺序：2p>2s>1s分析，b能量最低，当2p轨道有两个电子时，根据洪特规则应该分占不同的轨道，电子的能量最低，若两个自旋方向相反的电子占据一个轨道其能量要高些，故能量最高的为a。
（2）基态Fe原子的价电子排布为，最后填入电子的能级为3d，故铁属于d区。
（3）①提供空轨道，中的氧原子提供孤对电子对，二者之间形成配位键。
②的大于的，从结构角度解释原因：中的甲基为推电子基团，使羧基中的氧氢键极性减弱；中的羧基为吸电子基团，使另一羧基中的氧氢键极性增强，更容易电离，故其电离平衡常数比醋酸的电离平衡常数大。
（4）①的中心原子为磷原子，其价层电子对数为，没有孤电子对，故空间构型为正四面体结构。
②正极材料在和之间转化时，经过中间产物。转化为的过程中，电极反应为，一个晶胞中含有锂离子的个数为，故每个晶胞含有4个，每摩晶胞反应就是有4mol反应，转移电子的物质的量为4xmol。
【分析】（1）根据能量大小顺序：2p>2s>1s分析判断；
（2）先排4s再排3d的能级；
（3） ① 亚铁离子提供空轨道，水分子提供孤电子对，两者形成配位键；
② 羧基的氧氢键越弱，则酸性越弱；
（4） ① 杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
杂化轨道数=2，为直线；
杂化轨道数=3，成键电子数=3，为三角形；
杂化轨道数=3，成键电子数=2，为V形；
杂化轨道数=4，成键电子数=4，为四面体；
杂化轨道数=4，成键电子数=3，为三角锥；
杂化轨道数=4，成键电子数=2，为V形；
② 结合均摊法判断。
25．（2023·河南模拟）中国古代艺术作品色彩艳丽，璀璨夺目，离不开矿物颜料的使用。请回答下列问题：
（1）雄黄(As4S4)和雌黄(As2S3)是矿物质颜料中的主要黄色颜料，它们是共生矿物，二者的分子均为非极性分子，结构分别如图所示。
①基态As原子的核外电子排布式为[Ar] 。
②雌黄中As—S—As键角 (填“大于”“小于”或“等于”)S—As—S键角。
③雄黄和雌黄比砷的氧化物的毒性要小很多，除结构稳定性的原因之外，从物理性质的角度分析，还与其 有关。
（2）我国古代很早就把青金石作为彩绘用的蓝色颜料，青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其化学式为(Na，Ca)8[AlSiO4]6[SO4，S，Cl]2。
①青金石的结构中、S2-代替了方钠石中部分Cl—的占位，Ca2+代替了部分Na+的占位，则方钠石的化学式为 。
②青金石中第三周期各元素的第一电离能由大到小的顺序为 。
③青金石的颜色与骨架内填入的阴离子有关，其中一种重要阴离子是三硫自由基阴离子。研究表明，三硫自由基阴离子(II)可以通过多硫阴离子S(I)在高温下的均裂反应得到，并最终可能异构化为另一种S的异构体(III)，过程如下图：
关于I、II、III三种物质，下列说法正确【备考2024年】从巩固到提高 高考化学二轮微专题50 物质结构与性质
一、非选择题
1．（2024·浙江）氮和氧是构建化合物的常见元素。
已知：
请回答：
（1）某化合物的晶胞如图，其化学式是 ，晶体类型是 。
（2）下列说法正确的是 。
A．电负性：B＞N＞O
B．离子半径：P3﹣＜S2﹣＜Cl﹣
C．第一电离能：Ge＜Se＜As
D．基态Cr的简化电子排布式：[Ar]3d4
（3）①H2N﹣NH2+H+→H2N﹣，其中﹣NH2的N原子杂化方式为 ；比较键角∠HNH：H2N﹣NH2中的﹣NH2 H2N﹣中的﹣（填“＞”、“＜”或“＝”），请说明理由 。
②将HNO3与SO3按物质的量之比1：2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是。比较氧化性强弱： HNO3（填“＞”、“＜”或“＝”）；写出A中阴离子的结构式 。
2．（2023·海南）我国科学家发现一种钡配合物Ⅰ可以充当固氮反应的催化剂，反应过程中经历的中间体包括Ⅱ和Ⅲ。
(代表单键、双键或叁键)
回答问题：
（1）配合物Ⅰ中钒的配位原子有4种，它们是 。
（2）配合物Ⅰ中，R′代表芳基，空间结构呈角形，原因是 。
（3）配合物Ⅱ中，第一电离能最大的配位原子是 。
（4）配合物Ⅱ和Ⅲ中，钒的化合价分别为和，配合物Ⅱ、Ⅲ和三者中，两个氮原子间键长最长的是 。
（5）近年来，研究人员发现含钒的锑化物在超导方面表现出潜在的应用前景。晶胞如图1所示，晶体中包含由V和Sb组成的二维平面(见图2)。
①晶胞中有4个面的面心由钒原子占据，这些钒原子各自周围紧邻的锑原子数为 。锑和磷同族，锑原子基态的价层电子排布式为 。
②晶体中少部分钒原子被其它元素(包括Ti、Nb、Cr、Sn)原子取代，可得到改性材料。下列有关替代原子说法正确的是 。
a．有或价态形式 b．均属于第四周期元素
c．均属于过渡元素 d．替代原子与原离子的离子半径相近
3．（2023·北京）硫代硫酸盐是一类具有应用前景的浸金试剂。硫代硫酸根可看作是中的一个原子被原子取代的产物。
（1）基态原子价层电子排布式是 。
（2）比较原子和原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由： 。
（3）的空间结构是 。
（4）同位素示踪实验可证实中两个原子的化学环境不同，实验过程为。过程中，断裂的只有硫硫键，若过程所用试剂是和，过程含硫产物是 。
（5）的晶胞形状为长方体，边长分别为、，结构如图所示。
晶胞中的个数为 。已知的摩尔质量是，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。
（6）浸金时，作为配体可提供孤电子对与形成。分别判断中的中心原子和端基原子能否做配位原子并说明理由： 。
4．（2023·全国乙卷）中国第一辆火星车“祝融号”成功登陆火星。探测发现火星上存在大量橄榄石矿物()。回答下列问题：
（1）基态原子的价电子排布式为 。橄榄石中，各元素电负性大小顺序为 ，铁的化合价为 。
（2）已知一些物质的熔点数据如下表：
物质 熔点/℃
800.7
与均为第三周期元素，熔点明显高于，原因是 。分析同族元素的氯化物、、熔点变化趋势及其原因 。的空间结构为 ，其中的轨道杂化形式为 。
（3）一种硼镁化合物具有超导性能，晶体结构属于立方晶系，其晶体结构、晶胞沿c轴的投影图如下所示，晶胞中含有 个。该物质化学式为 ，B-B最近距离为 。
5．（2023·陕西模拟）铁在史前就为人们所用。在人类文明发展过程中，铁所起的作用是其他任何元素都不能比拟的。请回答下列问题：
（1）基态铁原子中，价电子电子云的伸展方向有 种。
（2）五羰基合铁[Fe(CO)5]分解制铁晶体，反应过程中断裂和形成的化学键有 ( 填序号)；
A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．配位键 E．金属键 F．范德华力
Fe(CO)5中各元素电负性的大小顺序是 。
（3）绿矾(FeSO4·7H2O)结构如图。
①H2O分别与Fe2+、 的相互作用分别为 、 。
②比较中的键角∠O S O H2O中的键角∠H O H。 (填“<” “>”或“=”)
（4）铁的化合物种类众多，其中FeF3的熔点高于1000℃，而FeBr3的熔点只有200℃，原因是 。
（5）铁的一种配位化合物(普鲁士蓝)中铁氰骨架结构如图(a)所所示，骨架为正六面体，K+位于骨架的正六面体的空穴中，以平衡铁氰骨架的负电荷，则该钾盐的化学式为 。
（6）一种锂电池的正极材料磷酸铁锂(LiFePO4) 的晶胞结构如上图(b)所示。其中Li+分别位于顶角、棱心、面心，O围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。磷酸铁锂晶体的晶胞参数分别为anm、bnm，则磷酸铁锂晶体的摩尔体积Vm= cm3·mol 1 (已知阿伏加德罗常数为NA，晶体的摩尔体积是指单位物质的量晶体所占的体积)。
6．（2023·绍兴模拟）物质结构理论是材料科学、医学科学和生命科学的重要基础。请回答：
（1）常常作为有机反应的催化剂，画出基态原子的价层电子轨道表示式 ；要制备高纯可先制得，其中C原子的杂化方式为 。
（2）乙二酸具有优良的还原性，易被氧化成。测得乙二酸中的的键长比普通的键长要长，说明理由 。
（3）下列说法正确的是____。
A．现代化学，常利用原子光谱上特征谱线鉴定元素
B．电负性大于1.8一定是非金属
C．配合物的稳定性不仅与配体有关，还与中心原子的所带电荷等因素有关。
D．晶体的密度为，图示晶胞与的距离
（4）锌黄锡矿外观漂亮，晶胞结构如图所示，请写出锌黄锡矿的化学式 ；并在晶胞中找出平移能完全重合的两个 。(请选择合适的编号填写一种组合)
7．（2023·白沙模拟）乙炔是有机合成工业的一种原料。工业上曾用CaC2与水反应生成乙炔。
（1）CaC2中与互为等电子体，的电子式可表示为 ； 1mol 中含有的π键数目为 。
（2）将乙炔通入[Cu(NH3)2]Cl溶液生成Cu2C2红棕色沉淀。Cu+基态核外电子排布式为 。
（3）乙炔与氢氰酸反应可得丙烯腈(H2C=CH-C≡N)。丙烯腈分子中碳原子轨道杂化类型是 ；分子中处于同一直线上的原子数目最多为 。
（4）CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如图所示)，则该晶胞中的碳原子个数为 。 CaC2晶体中含有的中哑铃形的存在，使晶胞沿一个方向拉长。CaC2 晶体中1个Ca2+周围距离最近的数目为 。
8．（2023·山东模拟）石墨晶体由层状石墨“分子”按ABAB方式堆积而成，如图a所示，图中用虚线标出了石墨的一个六方晶胞。若按ABCABC方式堆积而成，则如图b所示，图中用虚线标出了石墨的一个三方晶胞。回答下列问题：
（1）石墨中碳原子的杂化方式为 ，基态碳原子中电子的空间运动状态有 种，D、E原子的分数坐标分别为 、 (以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子的分数坐标)。
（2）六方石墨晶体的密度为 (写出计算表达式，要求化简)。
（3）1个三方石墨晶胞中碳原子的个数为 。
（4）石墨可用作锂离子电池的负极材料，充电时可由形成计按如图所示均匀分布的锂碳化合物，该物质中存在的化学键有 ，充电时该电极的电极反应式为 。
（5）锂离子电池的正极材料为层状结构的。锂离子完全脱嵌时的层状结构会变得不稳定，用铝取代部分镍形成。可防止锂离子完全脱嵌而起到稳定结构的作用，其原因是 。
9．（2023·达州模拟）科学工作者合成了含镁、镍、碳、氮4种元素的超导材料，具有良好的应用前景。回答下列问题：
（1）下列属于碳原子激发态轨道表示式的有 (填字母，下同)，其中失去最外层上一个电子所需能量最低的是 。
（2）含有碳元素的有机化合物分布极广，最简单的为碳正离子，该离子的几何构型为 ；乙醇的挥发性比水的强，原因是 ；如图是叶绿素的结构示意图，配体是一种平面大环有机物，该结构中N原子的杂化方式为 ，C-Nσ键有 个。
（3）某种半导体NiO具有NaCl型结构(如图)，其中阴离子采用面心立方最密堆积方式，半径r(O2-)=anm。
①阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体密度为 g·cm-3.(用含a，NA的表达式表示)。
②NiO晶体中部分O原子被N原子替代后可以改善半导体的性能，Ni-N键中离子键成分的百分数小于Ni-O键，原因是 。
③若该晶胞中氧原子有25%被氮原子替代，则该晶体的化学式为 ；N所替代的O的位置可能是 。
10．（2023·莆田模拟）是普鲁士蓝类化合物中的一种，可用于钠离子电池的正极材料。晶胞如图所示(未标出)。
（1）基态Mn原子的外围电子轨道表示式为 。
（2）Mn、Fe元素的第三电离能(I3)： (填“>”或“<”)。
（3）中的第二周期元素与H元素形成的、、化合物中，A-A键键能依次减小，从结构角度分析其原因是 。其中分子中N原子的杂化类型为 。
（4）晶胞中，与形成配位键的元素有 。晶胞结构的另一种表示中，若O点处于晶胞体心位置，则晶胞中处于 位置。
11．（2023·阿勒泰模拟）氮元素形成的化合物种类众多，用途广泛。根据信息回答下列问题。
（1）NH3BH3(氨硼烷)因具有很高的储氢容量及相对低的放氢温度(<350℃)，而成为颇具潜力的化学储氢材料之一 ，它可通过环硼氮烷、CH4与H2O进行合成。
①基态氮原子的电子排布图为 。
②上述涉及的元素H、B 、C、N、O中电负性最大的是 (填元素符号)。
（2）BF3、NH3和PH3分子中键角由大到小的顺序为 。
（3）若配离子[Co(CN) x](x-3)-的中心离子价电子数与配体提供的电子数之和为18，则x= 。
（4）咪唑、噻唑、吡啶是含N 和S的有机杂环类化合物，结构如图所示：
①上述三种物质中，沸点最高的是 (填化学名称)。
②吡啶中氮原子的杂化轨道的空间构型为 。
③已知咪唑中存在类似苯的大π键，则在咪唑分子的两个氮原子中，更容易与Cu2+形成配位键的是 (填“①”或“②” )号氮原子。
（5）氮化镓是新型半导体材料，其晶胞结构可看作金刚石晶胞内部的碳原子被N原子代替，顶点和面心的碳原子被Ga原子代替。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标。如图为沿y轴投影的氮化镓晶胞中所有原子的分布图。若原子1的原子分数坐标为(，，)，则原子3的原子分数坐标为 。
（6）某铁氮化合物晶体的晶胞结构如图所示。
①若以氮原子为晶胞顶点，则铁原子在晶胞中的位置为 。
②若晶胞中距离最近的两个铁原子距离为apm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体的密度为 g·cm-3(列出计算式即可)。
12．（2023·天津市模拟）奥运版复兴号高铁列车上依托5G技术打造的超高清直播演播室，实现了超高清信号的长时间稳定传输。请回答下列问题：
（1）5G芯片主要材质是高纯硅。基态原子的电子排布式为 ；该原子价层电子的运动状态有 种。
（2）硅元素能够形成多种化合物，其中，沸点： (填“>”或“<”)，原因是 。
（3）复兴号高铁车体材质用到等元素。
①的一种配合物的化学式为，其中原子的配位数为 ，中C原子的杂化类型为 。
②均为第四周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据如下表所示：
元素
电离能 717 759
1509 1561
3248 2957
锰元素位于第四周期第VIIB族。比较两元素的，可知，气态再失去1个电子比气态再失去1个电子难，对此你的解释是 。
（4）时速的磁浮列车需用到超导材料。超导材料具有型结构(如图)，晶胞参数(晶胞边长)为，其中阴离子采用面心立方最密堆积方式，该氮化钛的密度 (列出计算式即可)。
13．（2023·聊城模拟）金属及其化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。请回答下列问题：
（1）与Fe最外层电子数相同且同周期的过渡元素有 种。
（2）次磷酸的正盐KH2PO2中P的 杂化轨道与O的 轨道形成键。
（3）Zn、Fe、Cu等过渡金属的原子或离子易通过配位键形成配合物或配离子。
①和中所有原子均共面，其中氮原子较易形成配位键的是 。
②配位原子提供孤电子对的能力与元素的电负性大小有关，元素电负性越大，其原子越不容易提供孤电子对。则对于配合物Fe(SCN)3，配体SCN-中提供孤电子对的原子是 (填元素符号)。
③将含有未成对电子的物质置于外磁场中，会使磁场强度增大，称其为顺磁性物质，下列物质中，属于顺磁性物质的是 。
A．［Cu(NH3)2］Cl B．［Cu(NH3)4］SO4
C．［Zn(NH3)4］SO4 D．［Cr(H2O)5Cl］Cl2
（4）硫化锌(ZnS)晶体属于六方晶系，Zn原子位于4个S原子形成的正四面体空隙中。晶胞参数如图所示α=120°，β=γ=90°。
①该晶体中，锌的配位数为 。
②已知空间利用率，设锌和硫的原子半径分别r1cm和r2cm，则该晶体的空间利用率为(列出计算式即可) 。
③以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子的分数坐标。若A点原子的分数坐标为(0，0，0)，则B点原子的分数坐标为 。
14．（2023·汉中模拟）锌在工业中有重要作用，也是人体必须的微量元素。人体内碳酸酐酶可以使CO2水合和脱水反应速率分别加快13000和25000倍。碳酸酐酶的部分结构如图所示：
回答下列问题：
（1）Zn基态原子核外电子排布式 。
（2）碳酸酐酶的部分结构中与Zn2+配位的原子是 (填元素符号) ；该物质中碳原子的轨道杂化类型是 ；与H2O互为等电子体的一 种微粒为 (填化学式)。
（3）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成，第一电离能I1(Zn) I1(Cu)(填“大于”或“小于”)，原因是 。
（4）Zn(NO3)2 中除了含有离子键以外还含有____。
A．氢键 B．σ键
C．π键 D．非极性共价键
（5）立方硫化锌晶胞如图所示，该晶体中Zn2+的配位数为 ； 设晶胞中S离子与其最近的Zn离子的距离为d nm，其密度为ρ g·cm-3，阿伏加德罗常数NA为 (用含d、ρ的式子表示)。
15．（2023·银川模拟）我国在新材料领域研究的重大突破，为“天宫”空间站的建设提供了坚实的物质基础。“天宫”空间站使用的材料中含有B、C、N、Ni、Fe等元素。回答下列问题：
（1）下列不同状态的硼中，失去一个电子需要吸收能量最多的是 (填标号，下同)，用光谱仪可捕捉到发射光谱的是 。
A． B．
C． D．
（2）B、C、N的第一电离能由大到小的顺序是 ，氮可形成多种氢化物，其中NH3的VSEPR模型名称是 ，N2H4中N原子杂化方式是 。
（3）FeSO4 H2O的结构如图所示。
FeSO4 7H2O中H2O与Fe2+、H2O与SO的作用力类型分别是 、 。H2O中H－O－H的键角 SO中O－S－O的键角(填“＞”“＜”或“=”)。
（4）镍的某种氧化物常用作催化剂，其晶胞有如图结构特征：镍离子形成面心立方结构，氧离子填充在镍离子构成的八面体空隙中，填充率为100%。
①从该晶胞中能分割出来的结构图有 (填标号)。
a. b. c. d. e.
②已知该晶体密度为ρg cm-3，NA为阿伏加德罗常数的值。该晶胞中镍离子周围与其等距离且最近的镍离子有 个，该距离为 pm(用含ρ和NA的代数式表示)。
16．（2023·湖州模拟）氯化钠是一种典型且极具魅力的晶体，我们通过学习氯化钠可以更好地了解其他类似物质的结构。已知氯化钠的晶胞如下图所示。
（1）下列关于氯化钠的说法正确的是____。
A．基态的电子有5种空间运动状态
B．钠是第一电离能最大的碱金属元素
C．氯原子的价电子排布式可写成
D．每个氯离子周围与它最近且等距的氯离子有12个
（2）已知的密度为，的摩尔质量为，阿伏加德罗常数的值为，则在晶体里和的最短距离为 。
（3）温度升高时，晶体出现缺陷，如图2所示，当图中方格内填入时，恰好构成氯化钠晶胞的1/8。晶体出现缺陷时，其导电性大大增强，原因是 。
（4）、的晶体类型与氯化钠相同，和的离子半径分别为和，则熔点： (填“>”“<”或“=”)
（5）钡在氧气中燃烧时得到一种钡的氧化物晶体，其阴阳离子的排布与氯化钠相同，其中存在的化学键的类型为 。
17．（2023·郑州模拟）2023年1月30日，中国科学院朱庆山团队研究六方相砷化镍(NiAs)型到正交相磷化锰(MnP)型结构转变，实现了对锂硫催化剂的精确设计。回答下列问题：
（1）Li、P、S三种元素中，电负性最小的是 。第三周期元素中第一电离能比P大的元素有 种。
（2）基态S原子核外有 个电子自旋状态相同。基态As原子的电子排布式为 。
（3）PH3、AsH3中沸点较高的是 ，其主要原因是 。
（4）Mn的一种配合物化学式为[Mn(CO)5(CH3CN)]，该配合物中锰原子的配位数为 。
（5）CH3CN中C原子的杂化类型为 。
（6）等物质的量的CH3CN和CO中，π键数目之比 。
（7）NiAs的一种晶胞结构如图所示。若阿伏加德罗常数的值为NA，晶体的密度为ρ g/cm3，则该晶胞中最近的砷原子之间的距离为 pm。
18．（2023·乌鲁木齐模拟）碳的多种同素异形体及一系列化合物广泛应用于科研、医疗、工农业生产等领域。回答下列问题：
（1）写出基态C原子核外电子排布的轨道表示式 。
（2）C原子在形成化合物时，可采取多种杂化方式。杂化轨道中s轨道成分越多， C元素的电负性越强，连接在该C原子上的H原子越容易电离。下列化合物中，最有可能在碱性体系中形成阴离子的是____(填编号)。
A．CH4 B．CH2=CH2 C．CH ≡ CH D．苯
（3）TiO2与光气COCl2反应可用于制取四氯化钛。COCl2中σ键和π键的数目比为 ， 其空间构型为 。
（4）甲乙酮肟()中同周期三种元素电负性由大到小的顺序为 ，氮原子的杂化方式为 ，C=N与C-C键夹角 C=N与N-O键夹角(填“<”“>”或“=”)。
（5）CO2分子中并不存在简单的“碳氧双键”，除了正常的σ键，还有两个方向互相垂直的大π键(每个O原子上还有一对孤对电子)，则每个大π键中有 个电子。
（6）从化学键的角度解释石墨的熔点高于金刚石的原因 。
（7）利用皮秒激光照射悬浮在甲醇溶液中的多壁碳纳米管可以合成T-碳。T-碳的晶体结构可看成金刚石晶体中每个碳原子被正四面体结构单元(由四个碳原子组成)取代，如图所示[其中图(a)、(b) 为T-碳的晶胞和晶胞俯视图，图(c)为金刚石晶胞]。
一个T-碳晶胞中含有 个碳原子。 T-碳的密度非常小，是金刚石的一半，则T-碳晶胞的棱长和金刚石晶胞的棱长之比为 。
19．（2023·宜宾模拟）铁及其化合物在生活、生产中有重要应用。回答下列问题：
（1）乳酸亚铁[CH3CH(OH)COO]2Fe是一种常用的补铁剂。
①Fe2+的价层电子排布式是 。
②乳酸分子()中 σ 键与π键的数目比为 。
③乳酸亚铁中各元素的电负性由大到小的顺序为 。
④C与O中，第一电离能较大的是 ， O的第二电离能远大于第一电离能的原因是 。
（2）无水FeCl2可与NH3形成[Fe(NH3)6]Cl2。
①[Fe(NH3)6]Cl2中Fe2+的配位数为 。
②NH3的空间构型是 ，其中N原子的杂化方式是 。
（3）由铁、钾、硒形成的一种超导材料，其晶胞结构如图1所示。
①该超导材料的化学式是 。
②该晶胞参数a=0.4 nm、c=1.4 nm，该晶体密度ρ= g·cm-3。(用 NA表示阿伏加德罗常数，写出计算表达式即可)
③该晶胞在xy平面投影如图2所示，将图2补充完整 。
20．（2023·阿勒泰模拟）钕铁硼磁铁在绝对零度时磁性仅次于钬磁铁，但是在常温下磁性远远强于目前已知的所有永久磁铁。生产钕铁硼磁铁的主要原料有稀土金属钕、纯铁、铝硼及其他稀土原料。
（1）钕(Nd)为60号元素，在周期表中第 周期。
（2）①铝原子激发态的电子排布式有 (填标号，下同) ，其中能量较高的是 。
A.1s22s22p63s13p2 B.1s22s22p63s2
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63p3
②实验测得AlCl3的实际存在形式为Al2Cl6，其分子的球棍模型如图所示。已知Al2Cl6分子中正负电荷中心重合，则Al2Cl6属于 分子(填“极性”或“非极性”)，分子中Al采取 杂化。
（3）硼元素及与其同周期相邻两种元素第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。晶体硼的熔点比晶体硅高，原因是 。
（4）羰基铁[ Fe(CO)5]与二茂铁[ Fe(C5H5)2]是两种重要的配合物。测定表明二茂铁中配体环戊二烯离子的结构简式为 ，且所有氢原子的化学环境都相同，则下列说法中正确的是____(填标号)。
A．二茂铁的中心粒子与配体间存在离子键，且配体中存在一个键
B．羰基铁中，配位原子为C原子，且配体与CN- 是等电子体
C．两种配合物的中心粒子价电子排布图均为
D．1 mol羰基铁中有10 NA个σ键和10NA个π键
（5）已知氮化硼( BN)晶体有多种相结构。六方相氮化硼(I)与石墨相似，具有层状结构； 立方相氮化硼(II)是超硬材料，有优异的耐磨性。它们的晶体结构如下图所示。
①六方相氮化硼结构与石墨相似，但是却不导电的原因是 。
②立方相氮化硼中，离硼原子最近且等距离的硼原子有 个。
③若立方相氮化硼晶胞边长为104 nm，设NA为阿伏加德罗常数的值，则立方相BN晶体的摩尔体积Vm= m3·mol-1 (列出计算式)。
21．（2023·潍坊模拟）有机—无机复合钙钛矿()型材料在太阳能电池及发光二极管等方面具有很好的应用前景，一种复合材料和(立方晶系)的晶胞结构如图所示。
已知：A为间隔的阳离子，例如、等；A＇为单一组分钙钛阳离子，例如、、等；B为单一组分钙钛矿中心离子、等，X为单一组分钙钛矿的阴离子，例如、或等卤素离子。
回答下列问题：
（1）基态Ti原子的价电子排布式为 。
（2）H、C、N、O四种元素电负性由大到小的顺序为 ；第一电离能、、由大到小的顺序为 。
（3）中C的杂化方式为 ；正丁胺()的沸点为77.8℃，正丁醇()的沸点为117.6℃，正丁胺沸点低的原因是 。
（4）中Ca的配位数为 ；A为，A＇为，B为，X为，晶胞参数为a nm和c nm，该晶体的密度为 。
22．（2023·鹰潭模拟）Co、Al、 Si形成的合金是一种高性能的热电材料，备受研究人员关注。回答下列问题：
（1）基态Co原子的核外电子排布式为 ，它处于元素周期表的 区。
（2）下列各状态的铝中，再电离出一个电子所需能量最小的是____ (填序号)。
A． B．
C． D．
（3）AlCl3是某些有机反应的催化剂，如苯酚()与乙酰氯()反应的部分历程为。
①乙酰氯分子中碳原子的杂化类型为 。
②乙酰氯分子中C-C键与C-Cl键的夹角 120°(填“大于“等于”或“小于”)， 判断理由是 。
③的空间构型为 。
（4）金刚石、金刚砂(SiC)、单晶硅的熔点由低到高的顺序为 。
（5）Co、Al、Si形成的一种合金的晶胞结构如图所示(若不看， 该晶胞具有萤石结构)，1号原子、2号原、Al原子的分数坐标分别为(0， 1， 0)、(，，)、(，，)，则3号原子的分数坐标为 ； 若晶胞参数为anm，则该合金的密度为 g·cm-3(NA表示阿伏加德罗常数的值，只需列出式子)。
23．（2023·山东模拟）氮族元素是一类重要元素，广泛应用于生产生活，特别是在医药、纳米材料制备中。回答下列问题：
（1）基态磷原子核外电子的空间运动状态共有 种。N、P同族，性质相似。氮原子间可形成键能很大的氮氮三键而磷原子间不能形成类似结构的原因是 。
（2）肼(N2H4)和偏二甲肼[(CH3)2NNH2]均为无色液体，属于同系物，是常用的火箭推进剂，其熔沸点如表：
物质 肼 偏二甲肼
熔点 1.4℃ －58℃
沸点 113.5℃ 63.9℃
二者熔沸点差异较大的主要原因是 。
（3）在多原子分子中如有相互平行的p轨道，它们连贯重叠在一起构成一个整体，p电子在多个原子间运动形成π型化学键，这种不局限在两个原子之间的π键称为离域π键，简称大π键。可用符号Π表示，其中m代表参与形成的大π键原子数，n代表参与形成的大π键电子数，如苯分子中的大π键可表示为Π。计算表明，N4H结构如图所示，只有一种化学环境的氢原子，其中的大π键可表示为 。
（4）氮化硼(BN)是由氮原子和硼原子所构成的晶体。工业上制备氮化硼的一种方法为BCl3(g)+NH3(g)=BN(s)+3HCl(g)。形成BCl3时，基态B原子价电子层上的电子先激发再杂化，激发时B原子的价电子轨道表示式可能为____(填标号)。
A． B．
C． D．
（5）新型半导体材料立方砷化镓晶体与立方氮化硼晶体结构类似，两种晶体中熔点较高的是 ；如图所示，砷化镓晶体中砷原子作立方最密堆积，镓原子填入间隔的四面体空隙中。已知晶胞中原子1的坐标为(0，0，0)，原子2的坐标为(，，)，则原子3的坐标为 。砷化镓的密度为ρg cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，计算晶体中砷原子和镓原子的核间距 pm。
24．（2023·朝阳模拟）是一种锂离子电池的正极材料，放电时生成。
（1）下列电子排布图表示的Li原子的状态中，能量最高的为 (填序号)。
a．b．c．
（2）从价电子排布的角度解释Fe位于元素周期表d区的原因： 。
（3）的制备：
的结构如图1所示。
①和之间的作用力类型为 。
②的大于的，从结构角度解释原因： 。
（4）锂离子电池充放电过程中，正极材料晶胞的组成变化如图2所示。
①由于的空间构型为 ，且磷氧键键能较大，锂离子嵌入和脱出时，磷酸铁锂的空间骨架不易发生形变，具有良好的循环稳定性。
②正极材料在和之间转化时，经过中间产物。转化为的过程中，每摩晶胞转移电子的物质的量为 摩。
25．（2023·河南模拟）中国古代艺术作品色彩艳丽，璀璨夺目，离不开矿物颜料的使用。请回答下列问题：
（1）雄黄(As4S4)和雌黄(As2S3)是矿物质颜料中的主要黄色颜料，它们是共生矿物，二者的分子均为非极性分子，结构分别如图所示。
①基态As原子的核外电子排布式为[Ar] 。
②雌黄中As—S—As键角 (填“大于”“小于”或“等于”)S—As—S键角。
③雄黄和雌黄比砷的氧化物的毒性要小很多，除结构稳定性的原因之外，从物理性质的角度分析，还与其 有关。
（2）我国古代很早就把青金石作为彩绘用的蓝色颜料，青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其化学式为(Na，Ca)8[AlSiO4]6[SO4，S，Cl]2。
①青金石的结构中、S2-代替了方钠石中部分Cl—的占位，Ca2+代替了部分Na+的占位，则方钠石的化学式为 。
②青金石中第三周期各元素的第一电离能由大到小的顺序为 。
③青金石的颜色与骨架内填入的阴离子有关，其中一种重要阴离子是三硫自由基阴离子。研究表明，三硫自由基阴离子(II)可以通过多硫阴离子S(I)在高温下的均裂反应得到，并最终可能异构化为另一种S的异构体(III)，过程如下图：
关于I、II、III三种物质，下列说法正确的有 (填字母)。
A．I中的S—S键都是σ键
B．II中的S原子最外层都满足8电子稳定结构
C．II的中心硫原子的杂化轨道类型为sp
D．与II互为等电子体
E.III一定为平面形结构
（3）方解石在距今约7000年的仰韶文化时已开始作为白色颜料使用，是分布最广的矿物之一，其化学式为CaCO3。一定条件下，方解石的一种六方晶胞结构如图所示，晶胞底面为菱形，其较小夹角为60°，边长为anm，晶胞高为cnm。
①该方解石结构中阴离子的空间构型为 。
②设NA为阿伏加德罗常数的值，则该方解石晶体的摩尔体积Vm= m3 mol-1(列出算式)。
26．（2023·开封模拟）配合物是近代无机化学的重要研究对象，Cu或Cu2+常作为中心原子或离子，H2O、CN-、吡啶(C5H5N)等粒子是常见的配体。
（1）题干中所涉及元素电负性由大到小的顺序为 ，其中电负性最小的元素的基态原子的价电子排布式为 。
（2）原子核外运动的电子有两种相反的自旋状态，可以用自旋量子数来描述。若一种自旋状态用+表示，与之相反的用-表示，则基态O原子的价电子自旋量子数的代数和为 。H3O+中不存在的作用力有 (填标号)，H3O+的空间构型为 。
A．配位键 B．离子键 C．共价键 D．氢键
（3）吡啶( )在水中的溶解度远大于在苯中的溶解度，可能原因是
①吡啶和H2O均为极性分子，而苯为非极性分子；
② 。
吡啶及其衍生物(、)的碱性随N原子电子云密度的增大而增强，其中碱性最弱的是 。
（4）配合物M结构如右图所示。若其中与Cu相连的4个配位原子处在一个平面内，则Cu的杂化方式可能是____(填标号)。
A．sp B．sp2 C．sp3 D．dsp2
（5）CuInS2(相对分子质量为Mr)是生物医药、太阳能电池等领域的理想荧光材料，其晶胞结构如图所示，则CuInS2晶体的密度为 g·cm-3(列出计算式即可，阿伏加德罗常数用NA表示)。
27．（2023·许昌模拟）2022年诺贝尔化学奖授予美国科学家卡罗琳·贝尔托齐、卡尔·巴里·沙普利斯和丹麦科学家莫滕·梅尔达尔，以表彰他们在发展点击化学和生物正交化学方面的贡献。点击化学的代表反应为Cu催化的叠氮一炔基Husigen环加成反应，NaN 、SO F 、FSO N 等均是点击化学中常用的无机试剂。回答下列问题：
（1）氮原子激发态的电子排布式有 ，其中能量最高的是 (填标号)。
a.1s 2s 2p 3p b.1s 2s 2p4 c.1s 2s 2p 3s d.1s 2s 2p
（2）N、O、F的第一电离能最小的是 ，SO F 分子结构如图1所示，已知键角α为124°，β为96°，则α>β的原因主要是 。
（3）叠氮化物能与Fe 、Cu 及Co 等形成配合物，如：[Co(N )(NH ) ]SO ，该配合物中Co 的配位数为 。HN3分子的空间结构如图2所示(图中键长单位为10 10m)。
已知：①典型N-N、N=N和N≡N的键长分别为1.40×10 10m、1.20×10 10m和1.09×10 10m；②甲酸根的两个碳氧键键长相同，处于典型碳氧单键键长和碳氧双键键长之间，其结构可以用两个极端电子式()的平均杂化体来表示。试画出HN3分子的两个极端电子式 ；“”中N原子的杂化方式为 。
（4）图3是MgCu 的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。距离Mg原子最近的Mg原子有 个。
（5）图4是沿立方格子对角面取得的截面，Mg原子的半径为 pm，该晶胞的空间利用率为 。
28．（2023·巴中模拟）我国科学家制备的NiO/Al2O3/Pt催化剂能实现氨硼烷(H3NBH3)高效制备氢气的目的，制氢原理：H3NBH3+4CH3OHNH4B(OCH3)4+3H2↑。请回答下列问题：
（1）基态氮原子的价电子排布式为 。
（2）硼烷又称硼氢化合物，随着硼原子数的增加，硼烷由气态经液态至固态，其原因为 。
（3）某有机硼化合物的结构简式如图所示，其中氨原子的杂化轨道类型为 。
（4）图a、b、c分别表示B、C、N、O的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是 (填标号)，判断的根据是 ；第二电离能的变化图是 (填标号)。
（5）含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。一种Ni2+与EDTA形成的螯合物的结构如图所示，
1个该配合物中通过螯合作用形成的配位键有 个，在形成配位键前后C-N-C键角将 (填“增大"“减少”或“不变”)。
（6）BN晶体的晶胞如图所示，B、N的原子半径分别为apm和bpm，密度为2.25g·cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，BN晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为 。
29．（2023·枣庄模拟）Co元素的某些化合物在电池、光电材料、催化剂等方面有广泛应用。回答下列问题：
（1）一种具有光催化作用的配合物A结构简式如图所示：
①与Co同周期，基态原子有1个未成对电子的元素有 种。
②配离子的空间构型为 ，钴元素价态为 ，通过整合作用形成的配位键有 个。
③配合物A无顺磁性，则中心离子的杂化方式为 (填标号)。(若中心离子具有单电子，则配合物为顺磁性物质。)
A． B． C． D．
④咪唑( )具有类似苯环的芳香性，①号N比②号N更易与钴形成配位键的原因是 。
（2）Co的一种化合物为六方晶系晶体，晶胞结构如图所。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数体标。
已知晶胞含对称中心，其中1号氧原子的分数坐标为(0.6667，0.6667，0.6077)，则2号氧原子的分数坐标为 。为阿伏加德罗常数的值，该晶体的密度为 (用计算式表示)。
30．（2023·榆林模拟）Cu、Ba、Hg等元素及其化合物在工农业生产和生活中有重要用途。
（1）I. Cu的某种配合物的结构如图1，请回答下列问题：
基态Cu原子价层电子轨道表示式为 ，其原子核外电子占据的最高能层符号为 。
（2）该配合物中非金属元素(除H外)的第一电离能由大到小的顺序为 。
（3）该配合物中C原子的杂化类型为 。
（4）该配合物中Cu的配位数为 。
（5）中∠1 (填“>”、“<”或“=”)∠2。
（6）II.O、Cu、Ba、Hg形成的某种超导材料的晶胞如图2所示。
该晶胞中O、Cu、Ba、Hg原子的个数比为 。
（7）设阿伏加德罗常数的值为NA，该晶体的密度为 g·cm-3。
答案解析部分
1．【答案】（1）；分子晶体
（2）C
（3）sp3；<；-NH2中的N原子含有孤电子对，孤电子对对成键电子排斥力大，键角变小；>；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；键能、键长、键角及其应用；晶胞的计算；晶体的类型与物质的性质的相互关系及应用
【解析】【解答】（1）由图可知，该晶胞中， 每个Cr连接4个H2O，2个Cl ，其化学式为；构成晶胞的粒子为分子，则该晶体属于分子晶体，故答案为：；分子晶体；
（2）A、元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：O>N>B，则电负性：O>N>B，故A错误；
B、电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径： P3﹣>S2﹣>Cl﹣，故B错误；
C、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则第一电离能：Ge＜Se＜As，故C正确；
D、Cr是24号元素，位于第四周期第ⅥB族，基态Cr的简化电子排布式：[Ar]3d54s1，故D错误；
故答案为：C；
（3）①中，N原子的价层电子对数为，则N原子采用sp3杂化； H2N-NH2中的-NH2与 H2N﹣中的N原子都为sp3杂化，H2N-NH2中-NH2中的N原子含有1个孤电子对，H2N﹣中的N原子没有孤电子对，孤电子对对成键电子对存在排斥力，键角变小，故键角∠HNH ： H2N﹣NH2中的﹣NH2 < H2N﹣中的﹣ ，故答案为：sp3； ＜；-NH2中的N原子含有孤电子对，孤电子对对成键电子排斥力大，键角变小；
②将与按物质的量之比1：2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是，则发生的反应为，A为NO2HS2O7，为硝酸失去一个OH-得到的，得电子能力更强，氧化性更强，故氧化性强弱： ＞；A中的阴离子为，其结构式为：，故答案为：>；。
【分析】（1） 每个Cr连接4个H2O，2个Cl ；
（2）A、元素的非金属性越强，电负性越大；
B、电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小；
C、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
D、Cr为24号元素；
（3）①孤电子对间排斥力＞孤电子对和成键电子对之间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力，孤电子对越多键角越小；
②氧化剂的氧化性大于氧化产物。
2．【答案】（1）C、O、P、Cl
（2）根据VSEPR模型，氧原子的价层电子对数为4，其中孤电子对数为2，成键电子对之间呈角形
（3）N
（4）配合物Ⅱ
（5）6；；ad
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；配合物的成键情况；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）根据题干配合物Ⅰ的结构图，根据每个原子含有单电子数目。可以形成共价键数目，多出的化学键即为配位键，中心原子钒的配位原子有C、O、P、Cl；
（2）根据VSEPR模型，中心原子氧原子的价层电子对数为4，其中孤电子对数为2，空间结构呈角形；
（3）配合物Ⅱ中，第一电离能最大的配位原子是N；
（4）一般来说，三键键长大于双键键长大于单键键长，钒的化合价分别为+4和+3，配合物Ⅱ中氮原子间是氮氮单键，配合物Ⅲ中未氮氮双键， 氮气中为氮氮三键，故配合物Ⅱ中两个氮原子间键长最长；
（5）①晶胞中有4个面的面心由钒原子占据，这些钒原子填充在锑原子构成的八面体空隙中，周围紧邻的锑原子数为6；锑和磷同族，锑原子位于第五周期VA，其基态的价层电子排布式；
②a．中V带的总的正电荷为+9，当替代原子为Sn时，化合价可能为+4或+5价态形式，故a正确；
b．Ti、Cr、Sn属于第四周期元素，Nb属于第五周期，故b错误；
c．Sn是VA族元素，不属于过渡元素，故c错误；
d．钒原子填充在锑原子形成的八面体空隙中，替代原子与原离子的离子半径相近，才能填充进去，故d正确；
答案为：ad。
【分析】（1）根据题目中物质结构，要形成配位键，必须要有孤对电子，所以形成配位键原子有碳、氮、磷、氯。
（2）根据VSEPR模型，计算出价层电子对即可，以及孤对电子即可判断；
（3）氮原子的电子排布处于半满结构，比较稳定电离能比相邻原子要大；
（4）配合物Ⅱ中氮原子间是氮氮单键，配合物Ⅲ中未氮氮双键， 氮气中为氮氮三键，故配合物Ⅱ中两个氮原子间键长最长。
3．【答案】（1）
（2），氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
（3）四面体形
（4）和
（5）；
（6）中的中心原子的价层电子对数为，无孤电子对，不能做配位原子；端基原子含有孤电子对，能做配位原子
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；判断简单分子或离子的构型；配合物的成键情况；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）S为16号元素，基态原子电子排布式为1s2s22p63s23p4，则价层电子排布式为3s23p4，故答案为：3s23p4；
（2）原子半径越大，原子核对电子的吸引力越弱，第一电离能越强，原子半径越小，原子核对电子的吸引力越强，第一电离能越弱，故答案为： ，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子；
（3）S2O32-中，中心S孤对电子为0，周围连接4个原子，为sp3杂化，形成四面体；
（4）结合实验过程，可知过程i为Na232SO3和35S反应，35S取代了SO42-中的O，而过程ii生成的Ag2S，S2-来自于35S，则过程ii产物为Ag235S和Na232SO4，故答案为： 和 ；
（5） 占据晶胞的顶点和棱心、面心和体心，其个数为；S2O32-占据晶胞的体心，个数为4，即晶胞中有4个 和4个S2O32-， 摩尔质量为Mg·mol-1，晶胞体积，则晶胞密度，故答案为：4； ；
（6）中心S没有孤对电子，不能作为配位原子，端基S含有孤对电子，可以作为配位原子，故答案为： 中的中心原子的价层电子对数为，无孤电子对，不能做配位原子；端基原子含有孤电子对，能做配位原子。
【分析】（1）基态原子核外电子排布式可以结合元素原子序数判断；
（2）电子层数越多，半径越大，同主族元素，从上到下第一电离能减小；
（3）杂化轨道数=周围原子数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
杂化轨道数=2，为直线；
杂化轨道数=3，周围原子数=3，为三角形；
杂化轨道数=3，周围原子数=2，为V形；
杂化轨道数=4，周围原子数=4，为四面体；
杂化轨道数=4，周围原子数=3，为三角锥；
杂化轨道数=4，周围原子数=2，为V形；
（4）根据产物中原子的来源，判断相应硫原子的质量数；
（5）均摊法计算时，顶点占据，棱心占据，面心占据，体心占据1；密度；
（6）中心原子孤电子对数=。
4．【答案】（1）；O＞Si＞Fe＞Mg；+2
（2）钠的电负性小于硅，氯化钠为离子晶体，而 为分子晶体；随着同族元素的电子层数的增多，其熔点依次升高，其原因是： 、 、 均形成分子晶体，分子晶体的熔点由分子间作用力决定，分子间作用力越大则其熔点越高；随着其相对分子质量增大，其分子间作用力依次增大；正四面体；
（3）3；；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）根据铁原子电子排布式可知，其价电子排布为3d64s2，元素电负性为：O>Si>Fe>Mg，根据化合物化合价代数和为0，可得铁的化合价为+2价；
（2），氯化钠为离子晶体，而四氯化硅为分子晶体，所以其沸点要高；三者都为分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高；SiCl4共价键为4，没有孤电子，采用sp3杂化，为四面体结构；
（3）由图可知，Mg位于正六棱柱的顶点和面心，由均摊法可以求出正六棱柱中含有个数为：，B在正六棱柱体内共6个，所以化学式为MgB2；由晶胞沿c轴的投影图可知，B原子在图中两个正三角形的重心，该点到顶点的距离是该点到对边中点距离的2倍，顶点到对边的垂线长度为，因此B-B最近距离为
【分析】思路分析：（2）一般来说，熔沸点大小关系为：共价晶体>离子晶体>分子晶体，可以通过沸点判断分子晶体类型，一般来说，分子晶体熔沸点都很低
（3）观察晶胞中原子的位置，利用均摊法计算原子个数，进而得到物质化学式。
5．【答案】（1）6
（2）DE；O＞C＞Fe
（3）配位键；分子间氢键；＞
（4）FeF3是离子晶体，FeBr3是分子晶体，离子晶体的熔点大于分子晶体，故FeF3的熔点高于1000℃，而FeBr3的熔点只有200℃
（5）KFe[Fe(CN)6] 或KFe2(CN)6
（6）
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；化学键；配合物的成键情况；离子晶体；晶胞的计算
【解析】【解答】 (1)基态铁原子中，价电子排布式为3d64s2，价电子电子云的伸展方向有6种；
(2)五羰基合铁[Fe(CO)5]分解制铁晶体，反应过程中断裂了配位键，形成了金属键，CO中共价键未发生断裂；同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，Fe(CO)5中各元素电负性的大小顺序是O＞C＞Fe；
(3)①H2O与Fe2+的相互作用力为配位键，H2O与 的相互作用力为分子间氢键；
② 立体构型为正四面体形，H2O立体构型为“V”形， 中的键角∠O S O＞H2O中的键角∠H O H；
(4)FeF3的熔点高于1000℃，FeBr3的熔点只有200℃，原因是FeF3是离子晶体，FeBr3是分子晶体，离子晶体的熔点大于分子晶体，FeF3的熔点高于1000℃，FeBr3的熔点只有200℃；
(5)该晶胞中Fe3+有48=1/2，Fe2+有48=1/2，CN－有124=3，Fe与CN－个数比为2：6，该钾盐的化学式为KFe2(CN)6；
(6)晶胞中Li+个数为88+44+42=4，该晶胞中有4个LiFePO4，磷酸铁锂晶体的晶胞参数分别为anm、bnm，磷酸铁锂晶体的摩尔体积Vm=ax10-7xax10-7xbx10-7xNA4= ；
【分析】(1)基态铁原子中，价电子排布式为3d64s2；
(2)同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小；
(3)①H2O与Fe2+的相互作用力为配位键，H2O与 的相互作用力为分子间氢键；
② 立体构型为正四面体形，H2O立体构型为“V”形， 中的键角∠O S O＞H2O中的键角∠H O H；
(4)FeF3是离子晶体，FeBr3是分子晶体，离子晶体的熔点大于分子晶体；
(5)晶胞化学式的计算；
(6)晶体的摩尔体积Vm的计算 。
6．【答案】（1）；sp
（2）乙二酸中2个碳原子与2个电负性很高的氧原子成键，导致碳原子上电荷密度下降
（3）A；C
（4）Cu2SnZnSe4；1、6或2、5或3、8或4、7
【知识点】原子核外电子排布；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）基态Ni原子的核外电子排布式为[Ar]3d84s2，因此其价层电子轨道表示式为：。Ni(CO)4中碳原子和氧原子形成碳氧三键，因此碳原子采用sp杂化。
（2）乙二酸的结构简式为HOOC-COOH，碳原子与电负性强的氧原子形成共价键，使得碳原子上电荷密度下降，因此乙二酸中碳碳键的键长比普通碳碳键的键长长。
（3）A、现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线鉴定元素，A符合题意；
B、Pb、Bi为金属元素，但其电负性为1.9，因此电负性大于1.8的不一定是非金属元素，B不符合题意；
C、配合物的稳定性与配体、中心原子所带电荷数有关，C符合题意；
D、根据均摊法可得，一个晶胞中所含Na+数为，Cl-数为，由晶胞的密度公式可得，该晶胞的边长，晶胞中Na+与Cl-的距离为边长的一半，因此该距离，D不符合题意；
故答案为：AC
（4）根据军摊贩可知，该晶胞中所含Cu原子个数为，所含Sn原子个数为，所含Zn原子个数为，所含Se原子个数为8。因此锌黄锡矿的化学式为Cu2SnZnSe4。
该晶胞中以体心Zn为顶点构建晶胞时，则6号Se位置与1号Se位置重合；结合该晶胞中8个Se位置可知，晶胞中平移能完全重合的两个Se为1 、6或2、5或3、8或4、7 。
【分析】（1）基态Ni的价层电子排布式为3d84s2，据此画出其轨道表示式。碳原子与氧原子形成C≡O，采用sp杂化。
（2）结合氧原子的电负性分析。
（3）A、现代化学常利用原子光谱上特征谱线确定元素；
B、Pb、Bi为金属元素，其电负性为1.9；
C、结合配合物稳定性的影响因素分析；
D、结合晶胞的密度公式进行计算；
（4）根据均摊法确定锌黄锡矿的化学式。结合晶胞结构分析。
7．【答案】（1）；
（2）
（3）sp杂化、sp2杂化；3
（4）8；4
【知识点】原子结构的构造原理；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）由电子式为可推知电子式为，氧氧三键中含两个π键，1 mol 中含有π键数目为；
故答案为：；；
（2）Cu元素原子序数29，核外29个电子，Cu＋由Cu原子失去1个电子而得到，故基态核外电子排布式为；
故答案为：；
（3）丙烯腈分子中碳碳双键为sp2杂化，—C≡N键为sp杂化，其分子中有一个三键，三键为直线形，与之直接相连的原子共线，故共键的原子为C-C≡N即3个原子共线；
故答案为：sp杂化、sp2杂化；3；
（4）由晶胞图知位于面心和顶点，根据均摊法，中含有2个C原子，晶胞中的碳原子个数为的两倍，为2×(8×+6×)=8；由晶体结构可知CaC2晶体中1个Ca2＋周围距离最近的数目不是6个而是4个，因为哑铃形只向一个方向拉长，此方向上的两个与Ca2＋距离不是最近，所以最近且等距的有4个；
故答案为：8 ；4。
【分析】（1）等电子体的结构相似；依据单键是σ键，双键一个σ键和一个π键，三键是一个σ键和两个π键；
（2）依据构造原理分析；
（3）依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；三键为直线形；
（4）根据晶胞结构及晶胞的均摊法计算。
8．【答案】（1）sp2；4；；
（2）
（3）6
（4）离子键、共价键；
（5）脱嵌过程中Al不会变价，Li+不能完全脱嵌
【知识点】晶胞的计算；极性键和非极性键；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）石墨中，每个碳原子形成3个σ键，无孤电子对，碳原子的杂化方式为sp2，基态碳原子核外电子排布式为1s22s22p2，电子占用4个原子轨道，电子的空间运动状态有4种，D在三方晶系底面上，原子的分数坐标为 ，E在六方晶系的内部，根据图示E原子的分数坐标为 。
（2）根据均摊原则，1个晶胞中含有4个C原子，C-C键长为0.142nm，则底面积为，六方石墨晶胞的体积为 ，六方石墨晶体的密度为。
（3）根据均摊原则，1个三方石墨晶胞中碳原子的个数为
（4）Li + 嵌入石墨的A、B层间，导致石墨的堆积结构发生改变，形成化学式为LiC 6 的嵌入化合物，可见该物质中存在的化学键有，Li + 与相邻石墨环形成的离子键、碳与碳形成的共价键；充电时由形成，充电时的电极反应式为
（5）Ni的氧化数有+2、+3、+4，而Al的氧化数只有+3，如果Ni被氧化到+4价态，Li+可以完全脱嵌，形成NiO2，但有Al3+存在，必须有Li+形成电中性物质，所以用铝取代部分镍形成可防止锂离子完全脱嵌而起到稳定结构的作用。
【分析】（1）依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；核外电子排布有多少个轨道，电子就有多少种空间运动状态；
（2）（3）根据均摊原则计算；
（4）依据图中粒子及粒子间作用力分析；充电时，阳极元素化合价升高，发生氧化反应；阴极元素化合价降低，发生还原反应；
（5）依据电中性分析。
9．【答案】（1）BC；B
（2）平面三角形；乙醇比水形成的分子间氢键数目少，分子间作用力小；sp2、sp3；8
（3）；电负性O>N，O对电子的吸引能力更强，Ni和O之间更容易成离子键；Ni4O3N；顶点或一对平行平面的面心
【知识点】原子核外电子排布；判断简单分子或离子的构型；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）碳原子的基态电子排布式为1s22s22p2，根据基态碳原子受到激发，电子从低能级跳跃到高能级上，则四个选项中属于碳原子激发态轨道表示式的有BC，而A是基态碳原子电子轨道表示式，D是基态N原子电子轨道表示式，故答案是BC；根据电子离核越远，越容易失去，则失去最外层上一个电子所需能量最低的是选项B，因为其它选项最外层是第二层，而B是第三层，故答案是B。
（2）离子的价层电子对数为3，孤电子对为0，根据价层电子对互斥理论，其空间构型为平面三角形；乙醇的挥发性比水的强，说明乙醇的沸点比水低，沸点和分子间作用力有关，乙醇和水虽同为分子晶体，但乙醇比水形成的分子间氢键数目少，分子间作用力小，故乙醇的沸点比水低，乙醇的挥发性比水的强；根据叶绿素结构示意图，N原子与周围的原子形成的价键有单键，有双键，可知其杂化方式为sp2、sp3；C-N形成的共价键单键都是σ键，形成的双键中有一个是σ键，则C-Nσ键有8个。
（3）①根据NiO晶胞结构可知，其一个晶胞中含有O2-离子4个， Ni2+离子4个，氧原子量为16，镍原子量约为59，则其晶胞质量为m=，O2-离子采用面心立方最密堆积方式，半径r(O2-)=anm，设晶胞边长为x nm，则可得关系式2x2=16a2，解得x=2a nm，则晶胞的体积v=16a3 nm 3，则晶胞的密度为====g·cm-3。
②键的极性强弱和成键元素的电负性强弱有关，Ni-N键和Ni-O键相比，由于氧元素电负性大于氮元素，则O对电子的吸引能力更强，Ni和O之间更容易成离子键。
③根据均摊法，NiO晶胞中含有O2-离子4个， Ni2+离子4，若该晶胞中氧原子有25%被氮原子替代，即氧原子被氮原子代替，则该晶体的化学式为Ni4O3N；在晶胞中，有一个O原子被N原子取代，可能是顶点8或一对平行平面的面心，故N所替代的O的位置可能是顶点或一对平行平面的面心。
【分析】（1）基态碳原子受到激发，电子从低能级跳跃到高能级上；
（2）杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
杂化轨道数=2，为直线；
杂化轨道数=3，成键电子数=3，为三角形；
杂化轨道数=3，成键电子数=2，为V形；
杂化轨道数=4，成键电子数=4，为四面体；
杂化轨道数=4，成键电子数=3，为三角锥；
杂化轨道数=4，成键电子数=2，为V形；
（3） ① 晶胞密度要结合阿伏加德罗常数、体积、摩尔质量判断；
② 键的极性强弱和成键元素的电负性强弱有关；
③ 晶胞的化学式要结合均摊法判断。
10．【答案】（1）
（2）>
（3）孤电子对越多，对成键电子对斥力越大，键能越小；sp3
（4）Fe、Mn；顶点、面心
【知识点】原子核外电子排布；晶胞的计算
【解析】【分析】（1）Mn的原子序数为25，价电子排布式为3d54s2，轨道表示式为；
（2）Mn的价电子排布式为3d54s2，Fe的价电子排布式为3d64s2，各失去2个电子后，外层电子排布式分别为3d5、3d6，Mn2+的3d轨道处于半充满，稳定，再失去一个电子所需要的能量较高，故>；
（3）孤电子对越多，对成键电子对斥力越大，键能越小，故中的第二周期元素与H元素形成的、、化合物中，A-A键键能依次减小；分子中N原子均形成单键，杂化类型为sp3；
（4）晶胞中，与CN-形成配位键的元素有Fe、Mn；若0点处于晶胞体心，则Mn处于顶点、面心位置。
【分析】（1）锰元素为25号，价电子排布式为3d54s2；
（2）电子处于全充满或半充满时，电离能增大；
（3）杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
（4）原子位置要结合晶胞整体结构判断。
11．【答案】（1）；O
（2）BF3>NH3>PH3
（3）6
（4）咪唑；平面三角形；①
（5）(，，)
（6）棱心和体心；
【知识点】原子核外电子排布；判断简单分子或离子的构型；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）基态N原子的电子排布式为1s22s2p3，结合泡利原理、洪特规则，基态氮原子的电子排布图为；同周期自左而右电负性增大、同主族自上而下电负性减小，且上述涉及的元素H、B、C、N、O中氧元素的非金属性最强，故氧的电负性最大，故答案为：；O；
（2）BF3的中心原子价层电子对数为：，即为中心原子为sp2杂化，分子为平面三角形，键角为120°；NH3和PH3的中心原子为同主族元素，其价层电子对数为：，中心原子为sp3杂化，含有1对孤对电子，分子为三角锥形，但由于N原子的电负性大于P原子，N原子对键合原子的吸引能力大于P原子的，所以导致键合电子离N原子的距离越近，电子对之间的斥力越大，共价键的键角越大，所以键角NH3>PH3，故答案为：BF3>NH3>PH3；
（3）配离子[Co(CN) x](x-3)-的中心离子Co3+的价电子数为6，配体CN-提供的电子数为2，中心离子价电子数与配体提供的电子数之和为18，则有6+2x=18，解得x=6；故答案为：6。
（4）①咪唑结构中含有亚胺基-NH-，相邻分子间能够形成分子间氢键，因此咪唑的沸点是三种物质中最高的；
②吡啶的结构与苯相似，环上的C原子和N原子均以sp2杂化轨道相互重叠形成σ键，氮原子的杂化轨道的空间构型为平面三角形；
③咪唑中②号N原子形成3个σ键，由于存在大π键，说明两个氮原子都是sp2杂化，则②号氮原子没有孤电子对，而①号氮原子形成两个σ键，所以有孤电子对，可以形成配位键，所以更容易与Cu2+形成配位键的是①号氮原子；
故答案为：咪唑；平面三角形；①。
（5）根据题中要求，得出氮化镓的晶胞图为则原子3的坐标为(，，)；故答案为：(，，)。
（6）①根据图示可知：若以氮原子为晶胞顶点，则原来在面的铁原子为晶胞的棱心，原来在顶点的铁原子在体心。
②根据图示可知：该晶胞中铁原子的个数为8×+6×=4，氮原子个数为1，则该化合物的化学式为Fe4N，若晶胞中距离最近的两个铁原子距离为apm，则根据相对位置可知：晶胞边长为pm，则晶胞密度ρ=；故答案为：棱心和体心；。
【分析】（1） ① 氮原子为7号元素，其电子排布式为1s22s2p3；
② 同周期自左而右电负性增大、同主族自上而下电负性减小；
（2）杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
（3）配离子[Co(CN) x](x-3)-的中心离子Co3+的价电子数为6，配体CN-提供的电子数为2，中心离子价电子数与配体提供的电子数之和为18；
（4） ① 氢键会使分子的沸点提高；
② 杂化轨道数=2，为直线；
杂化轨道数=3，成键电子数=3，为三角形；
杂化轨道数=3，成键电子数=2，为V形；
杂化轨道数=4，成键电子数=4，为四面体；
杂化轨道数=4，成键电子数=3，为三角锥；
杂化轨道数=4，成键电子数=2，为V形；
③ 有孤电子对，可以形成配位键，更容易形成配位键；
（5）坐标可以结合远点和原子的位置判断；
（6） ① 结合晶胞的结构和原子的位置判断；
② 晶胞的密度要结合体积、阿伏加德罗常数、摩尔质量判断。
12．【答案】（1）1s22s22p63s23p2；2
（2）>；二氧化硅为共价晶体而四氯化硅为分子晶体
（3）6；sp3、sp；价电子排布为3d6，价电子排布为3d5，3d轨道为半满较稳定状态
（4）
【知识点】原子核外电子排布；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）硅为14号元素，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2；该原子价层电子排布为3s23p2，其电子运动状态有4种。
（2）二氧化硅为共价晶体而四氯化硅为分子晶体，共价晶体沸点高于分子晶体，则沸点：>；
（3）①由化学式可知，原子的配位数为6；中甲基碳为sp3杂化，-C≡N中碳为sp杂化，故C原子的杂化类型为sp3、sp；
②价电子排布为3d5，3d轨道为半满较稳定状态；价电子排布为3d6，容易失去1个电子，故气态再失去1个电子比气态再失去1个电子难；
（4）根据“均摊法”，晶胞中含个、个Ti3+，则晶体密度为。
【分析】（1）硅为14号元素，其电子排布式为 1s22s22p63s23p2；
（2）共价晶体的沸点比分子晶体更高；
（3） ① 杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化；
②价电子排布为3d6，价电子排布为3d5，3d轨道为半满较稳定状态；
（4）晶胞的密度要结合体积、阿伏加德罗常数、摩尔质量判断。
13．【答案】（1）7
（2）sp3；2p
（3）；S；BD
（4）4；；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）Fe为26号元素，电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，最外层电子数为2，与Fe最外层电子数相同且同周期的过渡元素有Sc、Ti、V、Mn、Co、Ni、Zn共7种，故答案为：7；
（2）KH2PO2中P原子的孤电子对==2，成键电子对=2，价层电子对=孤电子对+成键电子对=4，P为sp3杂化；P的sp3杂化轨道与O的2p轨道形成键；
（3）①中N的sp2杂化轨道形成的化学键 (代表孤电子对)参与形成六元环大键的是未成对电子，该孤电子对填充空轨道的能力较强，所以后者更易形成配位键；故答案为：；
②S、N原子均有孤电子对，N电负性大，不易给出电子形成配位键；故答案为：S；
③A．［Cu(NH3)2］Cl中Cu+外围电子排布式为3d10，没有未成对电子，选项A不符合；
B．［Cu(NH3)4］SO4中Cu2+外围电子排布式为3d9，有未成对电子，选项B符合；
C．［Zn(NH3)4］SO4中Zn2+外围电子排布式为3d10，没有未成对电子，选项C不符合；
D．［Cr(H2O)5Cl］Cl2中Cr3+外围电子排布式为3d3，有未成对电子，选项D符合；
故答案为：BD；
（4）①以B外Zn为例，离该处Zn最近且等距的S有4个，则Zn的配位数为4；
②根据均摊法，晶胞中含有1+2+2=2个Zn原子，1+4+4=2个S原子，则原子体积为，晶胞底面为平行四边形，晶胞体积为，则空间利用率为=；
③六方ZnS是S按六方密堆积排列，Zn相间占据S所形成的正四面体空隙，配位数是4：4，Zn、S各有两套等同点，属于六方简单晶格，有2个S2-，2个Zn2+，各离子的分数坐标分别为：S2-(0，0，0)，；Zn2+，， 根据晶胞的结构可知，A为S2-，B的坐标为，故答案为：。
【分析】 （1）Fe为26号元素，其最外层电子数为2；
（2）KH2PO2中P原子的价层电子对数为4；P的sp3杂化轨道与O的2p轨道形成键；
（3）①孤电子对填充空轨道的能力越强，越容易形成配位键；
②S、N原子均有孤电子对，电负性：N>S；
③具有顺磁性物质含有未成对电子；
（4）①距离Zn最近且等距的S有4个；
②根据均摊法，结合 计算；
③根据晶胞结构可知，B的坐标为。
14．【答案】（1）[Ar]3d104s2
（2）O、N；sp3、 sp2；H2S、NH
（3）大于；Zn价电子排布3d104s2为全满稳定结构，较难失电子
（4）B；C
（5）4；
【知识点】原子核外电子排布；“等电子原理”的应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）锌元素的原子序数为30，基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s2，故答案为：[Ar]3d104s2；
（2）由碳酸酐酶的部分结构可知，中心离子锌离子与具有孤对电子的氮原子和氧原子形成配位键；该物质中饱和碳原子的杂化方式为sp3杂化，双键碳原子的杂化方式为sp2杂化；H2S、NH与水分子的原子个数都为3、价电子数都为8，互为等电子体，故答案为：N、O；sp3、 sp2；H2S、NH；
（3）基态锌原子的价电子排布式为全满稳定结构的3d104s2，较难失电子，而基态铜原子的价电子排布式为3d104s1，易失电子形成稳定的全充满结构3d10，所以锌元素的第一电离能大于铜元素，故答案为：大于；Zn价电子排布3d104s2为全满稳定结构，较难失电子；
（4）硝酸根离子是含有非羟基氧的含氧酸根离子，则硝酸锌是含有离子键、σ键和π键的离子化合物，故答案为：BC；
（5）由晶胞结构可知，晶胞中位于顶点的硫离子与位于体对角线的锌离子的距离最近，则硫离子的配位数为4，由硫化锌的化学式可知，锌离子的配位数也为4，晶胞中位于体内的锌离子个数为4，则晶胞中硫化锌的个数为4，设晶胞的参数为anm，由晶胞中位于顶点的硫离子与位于体对角线处的离子的距离为d nm，则a=，由晶胞的质量公式可得：=(×10—7)3ρ，解得NA=，故答案为：。
【分析】（1）Zn为30号元素，根据构造原理书写其核外电子排布式；
（2）氮原子和氧原子含有孤电子对，能与 Zn2+配位 ；双键碳原子采用sp2杂化，饱和碳原子采用sp3杂化；等电子体具有相同的原子数和价电子总数；
（3）原子轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失电子较难，第一电离能较大；
（4） Zn(NO3)2 中含有离子键，σ键、π键；
（5）晶胞中位于顶点的硫离子与位于体对角线的锌离子的距离最近；根据计算。
15．【答案】（1）A；CD
（2）N＞C＞B；四面体形；sp3
（3）配位键；氢键；＜
（4）bc；12；××1010 (或××1010)
【知识点】原子结构的构造原理；元素电离能、电负性的含义及应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）A中各轨道都处于全满状态比较稳定，较难失去电子，因此失去一个电子需要的能量最高；发射光谱是指电子从高能量轨道跃迁到低能量轨道时释放能量的现象，即原子从激发态到稳态过程发出电离辐射的过程，选项中处于激发态的原子为C、D，故答案为：C、D。
（2）B、C、N为同一周期元素，第一电离能呈现增大的趋势，但N的基态电子排布为1s22s22p3，p轨道为半充满，第一电离能大于C，故第一电离能能由大到小的顺序是C>N>B；NH3中互斥电子对数为3+（5-3×1）=4，VSEPR模型为四面体形；N2H4中N形成一个N-N键和两个N-H键，还有一个孤电子对，故N原子杂化方式是sp3。
（3）由FeSO4 7H2O的结构可知，H2O中含有孤电子对的氧原子与含有空轨的与Fe2+形成配位键；H2O中的氢原子与SO中氧原子形成氢键；水分子中氧原子的孤对电子对数为2，硫酸根离子中硫原子的孤对电子对数为0，孤对电子对数越多，对成键电子对的斥力越大，键角越小，则水中H－O－H键角小于硫酸根离子中O－S－O键角，故答案为：孤电子对有较大斥力，使H－O－H键角小于O－S－O键角。
（4）氧离子形成面心立方结构，镍离子位于氧离子构成的八面体空隙，则该镍的氧化物的晶胞结构和NaCl的相似，氧离子位于晶胞顶点和面心，镍离子位于体心和棱上，故从晶胞分离出的结构可以为、，选bc；如图，以图中体心C原子为研究对象，与其最近的原子为小立方体面对角线上的3个，所以总用有3×8×=12个；该晶胞中镍离子的数目为4，氧离子的数目为4，晶胞质量为，该晶体密度为，设晶胞边长为a，则晶胞体积为，，晶胞中两个镍离子之间的最短距离为面对角线长度的一半，即为。故答案为：。
【分析】 （1）具有全充满，半充满，全空三种状态的电子排布比较稳定，失去一个电子需要的能量最高；发射光谱是指电子从高能量轨道跃迁到低能量轨道时释放能量的现象，即原子从激发态到稳态过程发出电离辐射的过程；
（2）同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素；依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定VSEPR模型，再确定空间立体构型，确定杂化类型；
（3）依据孤对电子之间排斥作用＞孤对电子与成键电子对之间排斥＞成键电子对之间排斥分析。
（4）根据晶胞结构及晶胞的均摊法计算。
16．【答案】（1）A；D
（2）
（3）该晶体在通电时，钠离子可在电场的作用下迁移到缺陷处，形成电流
（4）>
（5）离子键、非极性共价键
【知识点】晶体熔沸点的比较；晶胞的计算；极性键和非极性键
【解析】【解答】（1）A. 基态的核外电子排布为：，核外电子有5种空间运动状态，A符合题意；
B. 同主族元素从上到下第一电离能递减，则锂是第一电离能最大的碱金属元素，B不符合题意；
C. 氯原子的价电子排布式可写成，C不符合题意；
D. 以体心氯离子为观察对象，可知其周围与它最近且等距的氯离子位于棱心，有12个，D符合题意；
故答案为：AD；
（2）由晶胞结构可知钠离子位于顶点和面心，个数为，氯离子位于体心和棱心，个数为：，则晶胞的质量为：g，的密度为，则晶胞的体积为：cm3，晶胞的边长为：，则在晶体里和的最短距离为边长的一半，即pm，故答案为：；
（3）该惊晶体在通电条件下，钠离子在电场的作用下可以发生迁移，迁移到缺陷处，从而形成电流，故答案为：该晶体在通电时，钠离子可在电场的作用下迁移到缺陷处，形成电流；
（4）、的晶体类型与氯化钠相同，均为离子晶体，半径小于半径，离子半径越小、离子键越强，晶格能越大，晶体的熔沸点越高，故熔点：大于FeO，故答案为：>；
（5）中钡离子与过氧根离子之间存在离子键，过氧根内为非极性共价键，故答案为：离子键、非极性共价键。
【分析】（1）A. 空间运动状态数等于电子占据轨道数；
B. 同主族元素从上到下第一电离能递减；
C.依据构造原理分析；
D.依据晶胞结构分析；
（2）根据晶胞结构及晶胞的均摊法计算。
（3）离子在电场的作用下会迁移；
（4）同类型的晶格能与离子半径有关，离子半径越小，晶格能越大；
（5）金属氧化物为离子化合物。
17．【答案】（1）Li；2
（2）9或7；[Ar]3d104s24p3
（3）AsH3；两者均为分子晶体，AsH3相对分子质量大，范德华力强，沸点高
（4）6
（5）sp3、sp
（6）1∶1
（7）
【知识点】原子结构的构造原理；元素电离能、电负性的含义及应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）Li、P、S中，Li为金属元素，容易失去电子，电负性最小；一般情况下同一周期的元素，原子序数越大，元素的第一电离能也越大，但第VA的元素由于其处于p轨道的半充满的稳定状态，其第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能P>S，故第三周期元素中第一电离能大于磷的元素有Cl、Ar；所以第三周期元素中第一电离能比P大的元素有2种；故答案为：Li；2。
（2）基态S元素电子排布式为1s22s22p3s23p4；有7个或9个电子自旋状态相同；基态As原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p3；故答案为：9或7 ；[Ar]3d104s24p3。
（3）PH3 、AsH3均为分子晶体，相对分子质量大，范德华力强，沸点高所以沸点较高的是AsH3，故答案为：AsH3；两者均为分子晶体，AsH3相对分子质量大，范德华力强，沸点高。
（4）Mn的一种配合物化学式为[Mn(CO)5(CH3CN)]，该配合物中与锰原子的配位有CO和CH3CN，配位数为6；故答案为：6。
（5）CH3CN中有两个C原子，分别连接有4个和2个键，杂化类型为sp3、sp；故答案为：sp3、sp。
（6）CH3CN和CO均含有2个π键，等物质的量的CH3CN和CO中，π键数目之比1：1；故答案为：1：1。
（7）该晶胞中含有Ni3+个数为，含有As3-为4；即含有4个NiAs，其质量为，设其棱长为acm，所以，As3-位于其八分之一晶胞的中心，两个As3-之间的距离相当于面对角线长度的一半；所以两个As3-之间为；故答案为：。
【分析】（1）非金属性越强，电负性越大；同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素。
（2）依据构造原理分析；
（3）分子晶体分子量越大，范德华力越大，熔沸点越高；
（4）依据配合物的结构判断；
（5）依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；
（6）依据单键是σ键，双键一个σ键和一个π键，三键是一个σ键和两个π键；
（7）利用均摊法确定原子数，再利用公式计算。
18．【答案】（1）
（2）C
（3）3：1；平面三角形
（4）O>N>C；sp2；>
（5）4
（6）石墨中碳原子均为sp2杂化，未参与杂化的p轨道形成π键，使石墨中碳碳共价键比金刚石中碳碳共价键键长更短、键能更大
（7）32；2：1
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；物质的结构与性质之间的关系；键能、键长、键角及其应用；晶胞的计算
【解析】【解答】（1）基态C原子核外电子排布式为1s22s22p2，其轨道表示式为。
（2）CH4、CH2=CH2、CH≡CH和苯中C原子分别为sp3、sp2、sp和sp2杂化，则杂化轨道中s轨道成分最多的物质是CH≡CH，其最有可能在碱性体系中形成阴离子，故答案为：C。
（3）COCl2的结构为，C=O双键含1个σ键和1个π键，则1个COCl2分子中σ键和π键的数目分别为3和1，其比值为3：1；中心碳原子价层电子对数=，采取sp2杂化，无孤电子对，其空间构型为平面三角形。
（4）甲乙酮肟中同周期三种元素为C、N、O，同周期元素从左至右，电负性逐渐增强，则电负性由大到小的顺序为O>N>C；该分子中N原子价层电子对数为3，采取sp2杂化；N原子上有孤电子对、C原子上没有孤电子对，孤电子对与成键电子对之间的排斥力大于成键电子对之间的排斥力，所以C=N与C-C键夹角> C=N与N-O键夹角。
（5）CO2分子共有4+2×6=16个价电子，其中一部分价电子用于形成2个C-Oσ键和每个氧原子上的一对孤对电子对，总共2×2+2×2=8个电子，剩下8个价电子填入两个方向互相垂直的大π键中，则每个大π键中有4个电子。
（6）由于石墨中碳原子均为sp2杂化，未参与杂化的p轨道形成π键，使石墨中碳碳共价键比金刚石中碳碳共价键键长更短、键能更大，因而石墨的熔点高于金刚石。
（7）金刚石晶胞中，有8个碳原子位于顶点，6个碳原子位于面心，4个碳原子位于体内，则金刚石晶胞中碳原子数目为，碳的晶体结构可以看成金刚石晶体中每个碳原子由四个碳原子组成的正四面体结构单元取代，故1个碳晶胞含有的碳原子个数为；由题意可知，碳的密度为金刚石的一半，即，而根据晶胞中碳原子的数目，可知，则，而晶胞棱长，故碳晶胞的棱长和金刚石晶胞的棱长之比为。
【分析】（1）C为6号元素，基态C原子的核外电子排布式为1s22s22p2；
（2）杂化轨道中s轨道成分越多， C元素的电负性越强，连接在该C原子上的H原子越容易电离，s轨道成分最多的物质是CH≡CH；
（3）单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键；COCl2中心C原子的价层电子对数为3；
（4）元素的非金属性越强，电负性越大；该分子中N原子价层电子对数为3，采取sp2杂化；孤电子对间排斥力＞孤电子对和成键电子对之间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力，孤电子对越多键角越小；
（5） CO2分子中并不存在简单的“碳氧双键”，除了正常的σ键，还有两个方向互相垂直的大π键（每个O原子上还有一对孤对电子），则每个大π键中每个O原子提供2个电子；
（6） 键能越大，熔点越高；
（7）根据均摊法计算；碳的密度为金刚石的一半，，晶胞棱长。
19．【答案】（1）3d6；11∶1；O＞C＞H＞Fe；O或氧；O失去一个电子后，2p能级半充满，能量低，较稳定，再失去一个电子更困难
（2）6；三角锥形；sp3杂化
（3）KFe2Se2；；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；判断简单分子或离子的构型；配合物的成键情况；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）①基态Fe原子核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe2+核外电子排布式为[Ar]3d6，因此亚铁离子的价层电子排布式为3d6，故答案为：3d6；
②成键原子之间单键有1个σ键，双键之间有1个σ键和1个π键，三键有1个σ键和2个π键，根据乳酸结构简式，σ键和π键数目比为11∶1；故答案为：11∶1；
③乳酸亚铁中含有元素为H、C、O、Fe，铁元素为金属元素，电负性最小，同周期从左向右电负性逐渐增大，氧元素的电负性最大，碳氢化合物氢为正价，则碳的电负性大于氢，因此电负性由大到小顺序是O＞C＞H＞Fe；故答案为：O＞C＞H＞Fe；
④同周期从左向右第一电离能增大趋势，即O的第一电离能大于C，基态O原子电子排布式为1s22s22p4，失去1个电子后排布式为1s22s22p3，2p能级半充满，能量低，较稳定，再失去一个电子更困难；故答案为：O或氧；O失去一个电子后，2p能级半充满，能量低，较稳定，再失去一个电子更困难；
（2）①[Fe(NH3)6]Cl2中[Fe(NH3)6]2+为内界，2个Cl-为外界，6个NH3与Fe2+形成配位键，亚铁离子的配位数为6，故答案为：6；
②NH3中中心原子N有3个σ键，有1个孤电子对，价层电子对数为4，空间构型为三角锥形，杂化轨道数等于价层电子对数，因此N的杂化类型为sp3，故答案为：三角锥形；sp3；
（3）①K位于顶点和体内，个数为=2，Se位于棱上和体内，个数为=4，Fe位于面上，个数为=4，因此化学式为KFe2Se2；故答案为：KFe2Se2；
②晶胞的质量为g，晶胞的体积为a2cnm3=0.4×0.4×1.4nm3，则晶胞的密度为g/cm3；故答案为：；
③K位于顶点和体内，Se位于棱上和体内，Fe位于面上，按照xy平面投影得到；故答案为：。
【分析】（1）①Fe为26号元素，Fe原子失去2个电子形成 Fe2+；
②单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键；
③同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
（2）①[Fe(NH3)6]Cl2中6个NH3与Fe2+形成配位键；
②NH3中N原子的价层电子对数为4，含有一个孤电子对；
（3）①根据均摊法计算；
②根据计算；
③K位于顶点和体内，Se位于棱上和体内，Fe位于面上。
20．【答案】（1）六
（2）AD；D；非极性；sp3
（3）C>Be>B；晶体硼和晶体硅均为原子晶体，硼原子半径小于硅原子半径，B-B 键键长比Si-Si键键长短，键能大，因此晶体硼熔点高于晶体硅
（4）B；D
（5）层状结构中没有自由移动的电子；12；
【知识点】原子核外电子排布；物质的结构与性质之间的关系；晶体熔沸点的比较；晶胞的计算；极性分子和非极性分子；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）钕(Nd)为60号元素，在周期表中第六周期第ⅢB族；
（2）①基态Al原子核外电子排布为1s22s22p63s23p1，则铝原子激发态的电子排布式有A.1s22s22p63s13p2、D.1s22s22p63p3，B.1s22s22p63s2、C.1s22s22p63s23p2两者为离子；故答案为：AD；3p轨道能量大于3s，故其中能量较高的是D；
②已知Al2Cl6分子中正负电荷中心重合，则Al2Cl6属于非极性分子；分子中Al形成4个共价键，采取sp3杂化；
（3）同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，但是Be原子价电子为2s2全满稳定状态，电离能较大，故硼元素及与其同周期相邻两种元素第一电离能由大到小的顺序为C>Be>B；晶体硼和晶体硅均为共价晶体，硼原子半径小于硅原子半径，B-B 键键长比Si-Si键键长短，键能大，因此晶体硼熔点高于晶体硅；
（4）A．二茂铁的中心粒子与配体间存在配位键，且配体环戊二烯离子带1个单位负电荷，存在1个5中心6电子的大π键，故为键，A不正确；
B．等电子体是指价电子数和原子数相同的分子、离子或原子团；羰基铁中，C提供孤电子对，配位原子为C原子，且配体与CN- 是等电子体，B正确；
C．羰基铁[ Fe(CO)5]、二茂铁[ Fe(C5H5)2]两种配合物的中心粒子分别为铁原子、亚铁离子，价电子排布图不同，C不正确；
D．单键均为σ键，双键中含有1个σ键、1个π键，叁键含有1个σ键、2个π键；1分子羰基铁配体中存在5个σ键和10个π键，配体与中心原子形成5个配位键，故共有10个σ键和10个π键，则1mol羰基铁中有10NA个σ键和10NA个π键，D正确；
故答案为：BD；
（5）①六方相氮化硼结构与石墨相似，但是其层状结构中没有自由移动的电子，故不导电；
②立方相氮化硼中，以底面面心的硼为例，离硼原子最近且等距离的硼原子上层、同层、下层各有4个，故共有12个；
③根据“均摊法”，晶胞中B的个数为，N的个数为4，若立方相氮化硼晶胞边长为104 nm，设NA为阿伏加德罗常数的值，则立方相BN晶体的摩尔体积=m3·mol-1。
【分析】（1）60号元素位于元素周期表的第六周期；
（2）①Al的原子序数为13，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p1；同一原子3p能级的能量比3s能级的能量高；
②Al2Cl6分子中正负电荷中心重合，为非极性分子；分子中Al形成4个共价键，采取sp3杂化；
（3）同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；原子晶体，键能越大，熔沸点越高；
（4）A.二茂铁的中心粒子与配体间存在配位键；
B.含有孤电子对的原子提供孤电子对，作为配位原子，等电子体具有相同的原子数和价电子数；
C.羰基铁[ Fe(CO)5]、二茂铁[ Fe(C5H5)2]的中心粒子分别为铁原子、亚铁离子；
D.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键，三键中含有1个σ键和2个π键；
（5）①六方相氮化硼晶体层状结构中不存在自由移动的电子；
②B原子也可位于晶胞顶点和面心上，则N原子位于晶胞内部，离硼原子最近且等距离的硼原子个数为12个；
③根据均摊法和、计算。
21．【答案】（1）
（2）；
（3）杂化；N的电负性小于O，正丁胺分子间的氢键弱于正丁醇分子间的氢键
（4）12；
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）基态Ti原子为22号元素，价电子排布式为；
（2）同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；H、C、N、O四种元素电负性由大到小的顺序为；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能；
（3）中C形成3个共价键且无孤电子对，杂化方式为杂化；正丁胺()的沸点为77.8℃，正丁醇()的沸点为117.6℃，正丁胺沸点低的原因是N的电负性小于O，正丁胺分子间的氢键弱于正丁醇分子间的氢键，导致其沸点低于正丁醇；
（4）以底面右下角的Ca为例，同层、上下层最近相邻的O各有4个，则中Ca的配位数为12；
根据“均摊法”，晶胞中含个A、个A＇、个B、个X，A为，A＇为，B为，X为，晶胞参数为a nm和c nm，则晶体密度为。
【分析】（1）依据构造原理分析；
（2）同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素。
（3）依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；分子间含有氢